texto de quimica c3
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QUÍMICA CUARTO 1
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QUÍMICA CUARTO 2
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INTRODUCCIÓN.
El ser humano siempre ha estado interesado en conocer la estructura interna
de la materia, de fabricar materiales, más resistentes como los actuales, de
sintetizar nuevas medicinas para combatir las enfermedades, de conocer la
composición de los distintos cuerpos del universo. Para todas estas
interrogantes, hay una ciencia encargada de dar la respuesta: la química.
Muchas han sido nuestras motivaciones, pero las principales son
nuestros estudiantes que pasan por nuestras aulas y nos permiten crear
una propuesta didáctica novedosa y moderna para el aprendizaje de la
química. Una propuesta que en realidad les permita aprender y disfrutar de
esta ciencia, y por si fuera poco que les permita desarrollar sus habilidades
de pensamiento, esas que muchas veces están dormidas y sólo esperan un
estímulo para despertar. La química en realidad es una parte de muchas
ciencias, así como del mundo que lo rodea. La química puede ayudar a
comprender el proceso de formación del esmog. El motor de un automóvil,
donde la temperatura es elevada, el nitrógeno gaseoso (N2) y oxigeno
gaseoso (O2) del aire se convierten óxido de nitrógeno que los químicos lo
escriben como NO. El NO en el escape del automóvil reacciona con el
oxigeno en el aire para producir dióxido de nitrógeno (NO2) que le da al
esmog la coloración café- rojiza. Otro ejemplo la aspirina ayuda a reducir los
dolores musculares y la química también ayuda explicar esto, porque
cuando una parte del cuerpo se lesiona, se liberan sustancias llamadas
prostaglandinas, que causan inflamación y dolor. La aspirina bloquea la
producción de prostaglandinas, que reducen la inflamación y el dolor.
El texto, trata de dar una visión global de la química y de la importancia en
la sociedad. No dudamos de la utilidad del texto en cualquier curso de
química a nivel bachillerato
QUÍMICA CUARTO 3
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ÍNDICE
Primera Unidad………………………………………………………………………... 09
Concepto general de Química. .................................................................................. 9
RELACIONES CON OTRAS CIENCIAS .................................................................... 10
DIVISIONES DE LA QUIMICA ................................................................................... 11
MATERIA Y SUS PROPIEDADES ............................................................................. 13
PROPIEDADES: ........................................................................................................ 14
PROPIEDADES QUÍMICAS: ..................................................................................... 15
Temperatura Fahrenheit .......................................................................................... 16
Temperatura Kelvin ................................................................................................. 17
REALIZAR LAS SIGUIENTES CONVERSIONES ..................................................... 19
CONVERTIR LAS TEMPERATURAS SIGUIENTES ................................................. 19
RESUELVA LAS SIGUIENTES OPERACIONES EN ................................................ 22
NOTACIÓN CIENTÍFICA Y DECIMALES .................................................................. 22
LOS ESTADOS DE LA MATERIA ............................................................................. 25
OTROS ESTADOS DE LA MATERIA ........................................................................ 26
EL ESTADO LÍQUIDO ............................................................................................... 27
Características del estado líquido ........................................................................... 28
Tensión superficial y capilaridad ............................................................................ 29
ESTRUCTURA ATOMICA. ........................................................................................ 31
PARTICULAS ESTABLES. ....................................................................................... 32
PARTICULAS INESTABLES. .................................................................................... 33
PARTICULAS COMPUESTAS. ................................................................................. 34
MODELOS ATOMICOS ............................................................................................. 34
JOHN DALTON. ......................................................................................................... 35
Modelo Propuesto por Rutherford .......................................................................... 36
QUÍMICA CUARTO 4
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LUIS DE BROGLIE .................................................................................................... 38
SÍMBOLO, CARGA Y MASA ..................................................................................... 39
Electrón ..................................................................................................................... 39
NUMERO ATOMICO. ................................................................................................. 40
ISOTOPOS ................................................................................................................. 40
RADIOACTIVIDAD .................................................................................................... 41
El descubrimiento de los elementos ....................................................................... 46
Los pesos atómicos ................................................................................................. 47
Ley de las octavas de Newlands ............................................................................. 49
Tabla de MendeléV. .................................................................................................. 50
Grupo de la tabla periódica...................................................................................... 53
Tabla periódica dividida en bloques. ...................................................................... 56
Segunda Unidad………………………………………………………………………..58
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO Y SISTEMA PERIÓDICO............................................ 59
Principio de incertidumbre ...................................................................................... 59
Números cuánticos .................................................................................................. 60
1.6 JUSTIFICACIÓN DEL SISTEMA PERIÓDICO ............................................... 61
ENLACE QUÍMICO .................................................................................................... 62
1.5 ENLACE COVALENTE ........................................................................................ 63
1.9 POLARIDAD DE LOS ENLACES ................................................................... 64
b) Sustancias con red covalente (o reticulares) ..................................................... 65
Enlace químico ......................................................................................................... 66
Teoría del enlace de valencia .................................................................................. 70
Enlaces en fórmulas químicas ................................................................................ 74
QUÍMICA CUARTO 5
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Enlace covalente ...................................................................................................... 79
Enlace iónico o Electrovalente ................................................................................ 80
Enlace de uno y tres electrones .............................................................................. 81
Enlace flexionado ..................................................................................................... 82
Enlace metálico ........................................................................................................ 83
Fuerzas de van der Waals. ....................................................................................... 84
Enlace de hidrógeno. ............................................................................................... 85
Interacción catión-pi ................................................................................................. 85
EL ENLACE QUÍMICO ............................................................................................... 87
-- NNOOMMEENNCCLLAATTUURRAA YY FFOORRMMUULLAACCIIÓÓNN -- .................................................................. 90
Compuestos Binarios ............................................................................................... 91
Compuestos .............................................................................................................. 94
Óxidos Básicos ......................................................................................................... 95
Hidrácidos ................................................................................................................. 96
Hoja de Trabajo ......................................................................................................... 98
Tercera Unidad………………………………………………………………………...102
Compuestos Ternarios ........................................................................................... 102
OXÁCIDOS (ÁCIDOS) ...................................................................................... 103
NOMENCLATURA ................................................................................................... 104
ÁCIDOS (OXÁCIDOS) ............................................................................................. 105
SALES .............................................................................................................. 107
NOMENCLATURA DE LAS SALES ........................................................................ 108
Hidróxidos (óxido básico + Agua) ......................................................................... 109
Oxácidos (Anhídrido + Agua) ................................................................................ 110
Oxisales M+ (Ión Poliatómico) ............................................................................... 112
Masa molecular ....................................................................................................... 113
QUÍMICA CUARTO 6
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Fórmula química ..................................................................................................... 114
Fórmula molecular.................................................................................................. 115
Fórmulas desarrolladas de la D-glucosa y el D-glucopiranósido.3 .................... 116
Fórmulas de Lewis de algunas especies químicas. ............................................ 117
mol ........................................................................................................................... 118
El número de unidades elementales ..................................................................... 119
LA MATERIA EN LAS REACCIONES ..................................................................... 121
LAS REACCIONES QUÍMICAS ............................................................................... 122
Tipos de reacciones químicas ............................................................................... 124
d) Reacciones de doble descomposición. ........................................................... 125
ECUACIONES QUÍMICAS ....................................................................................... 127
El ajuste de las ecuaciones químicas ................................................................... 128
Estequiometría ........................................................................................................ 131
Ecuaciones químicas ............................................................................................. 132
Balance de materia ................................................................................................. 133
Método por tanteo .................................................................................................. 134
Método algebraico .................................................................................................. 136
Coeficiente estequiométrico .................................................................................. 138
Cálculos estequiométricos .................................................................................... 139
Para la estructura y escritura de las ecuaciones químicas ................................. 140
Ejemplos: Método Algebraico ............................................................................... 142
Reactivo limitante ................................................................................................... 143
Cuarta Unidad………………………………………………………………………….147
Molaridad ................................................................................................................ 147
PRESION ................................................................................................................. 148
Ley de Charles ........................................................................................................ 151
QUÍMICA CUARTO 7
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Ley Gay Lussac ...................................................................................................... 153
Ley de Avogadro .................................................................................................... 158
Volumen Molar y Densidad de gases a TPE ......................................................... 160
Ley de Gases Ideales ............................................................................................. 161
Resuelve los siguientes enunciados .................................................................... 162
Quinta Unidad…………………………………………………………………………166
Química Nuclear................................................................................................. 166
Termoquímica ......................................................................................................... 167
Entalpía ................................................................................................................... 168
Fisicoquímica .......................................................................................................... 169
Electroquímica ........................................................................................................ 169
Química orgánica ................................................................................................... 171
Alcano ..................................................................................................................... 171
Alqueno ................................................................................................................... 172
Alquino .................................................................................................................... 173
Hidrocarburo aromático ......................................................................................... 173
Alcohol .................................................................................................................... 174
Alcohol de botiquín ................................................................................................ 175
Reacciones de amidas ........................................................................................... 176
Ejemplos de amidas ............................................................................................... 177
Polímero .................................................................................................................. 177
Polimerización ........................................................................................................ 178
Polimerización por adición. ............................................................................ 179
Glosario……………………………………………………………………………………180
BILBIOGRAFIA …………………………………………………………………………..193
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QUÍMICA CUARTO 9
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Concepto general de Química.
Es la ciencia que trata del estudio de la materia en su estructura,
composición, propiedades y cambios que experimenta y la energía
involucrada en dichos cambios. La compresión básica de la química es
fundamental para todas las ciencias: biología, física, ciencias de la Tierra,
ecología y otras.
Algunas definiciones son:
a) Química es la rama de la ciencia física estrechamente relacionadas con físicas y que trata esencialmente de la composición y comportamiento de la naturaleza
b) Química es una ciencia que estudia la naturaleza de la materia y los cambios en la composición de la misma
QUÍMICA CUARTO 10
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c) En Conclusión Química es una ciencia que estudia la composición de la materia y los cambios que en ella ocurren
RELACIONES CON OTRAS CIENCIAS
La química está estrechamente relacionada con las ciencias físicas,
extendiéndose a varias disciplinas, que va desde la astronomía hasta la
biología.
Ciencia
Auxiliares
Química
Matemáticas
Física
Arqueología
Biología
Astronomía
Medicina
Física: Se estudia conjuntamente con la química en la ciencia fisicoquímica
debido a que muchos fenómenos ocurren simultáneamente combinando las
propiedades físicas con las químicas.
Arqueología: Para descifrar datos e interrogantes como la antigüedad de
piezas arqueológicas. La exactitud se logra por medio de métodos químicos
como el del carbono 14.
Biología: La ciencia de la vida, se auxilia de la química para determinar la
composición y estructura, tejidos y células.
QUÍMICA CUARTO 11
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Astronomía: Se auxilia de la química para construcción de dispositivos,
basados en compuestos químicos para lograr detectar algunos fenómenos
del espacio exterior.
Medicina: Como auxiliar de la biología y la química, esta ciencia se ha
desarrollado grandemente ya que con esta se logra el control de ciertos
desequilibrios de los organismos de los seres vivos.
DIVISIONES DE LA QUIMICA
General
Química
Orgánica
Aplicada
Inorgánica
Química General: Estudia las propiedades comunes de todos los cuerpos y
las leyes a las que están sometidos los cambios que en ella se efectúan.
Química Aplicada: Estudia las propiedades de cada una de las sustancias en
particular, desde el punto de vista útil medicinal, agrícola, industrial, etc.
Química Inorgánica: Estudia las sustancias que provienen del reino mineral
Química Orgánica: Estudia principalmente los compuestos que provienen de
seres vivos, animales y vegetales.
QUÍMICA CUARTO 12
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APLICACIONES DE LA QUIMICA
Sustancia Aplicación
Ácido Fluorhídrico Grabado de Vidrio
Cloro Decolorante de la pasta el papel y fibras de origen vegetal
Ácido Clorhídrico Obtención de glucosa a partir del almidón
Bromuro Potasico En medicina se usa como sedante
Yoduro y Bromuro
Potasico
En la elaboración de películas fotográficas
Yodo Fabricación de tinturas de yodo medicinal
Sulfuro Calcico En la arboricultura para proteger plantas contra insectos y
hongos
Azufre En la fabricación de pólvora, volcanización del caucho,
blanqueo de lana y medicamentos para la piel
Ácido Sulfúrico Acumuladores de plomo, abonos químicos
Nitrógeno Elaboración de explosivos (TNT), abonos químicos
Sulfuro de Fósforo Fabricación de cerillos
Baquelita Producto de reacción del fenol y forma aldehído utilizado
como aislante en los mangos de los desarmadores
QUÍMICA CUARTO 13
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MATERIA Y SUS PROPIEDADES
MATERIA: Es cualquier cosa que ocupa un lugar en el espacio, posee masa y
es capaz de impresionar nuestros sentidos.
QUÍMICA CUARTO 14
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PROPIEDADES:
FISICAS
PARTICULARES
(INTRINSECAS)
QUIMICAS
PROPIEDADES
GENERALES
(EXTRINSECAS)
PROPIEDADES PARTICULARES: Son las cualidades características de
cada sustancia con independencia de tamaño o forma de la muestra.
Ejemplo, el azúcar y la sal son sólidos cristalinos blancos. El primero es de
sabor dulce y se funde volviéndose marrón cuando se calienta en un cazo,
puede arder en el fuego directo en contacto con el aire. La sal en cambio se
puede calentar a altas temperaturas y no funde, desprendiendo un color
amarillento al contacto del fuego directo.
PROPIEDADES GENERALES: Son cualidades que no son característica de la
sustancia de por si, ejemplo: El tamaño, la forma, la longitud, el peso y la
temperatura.
PROPIEDADES FISICAS: Son aquellas que pueden ser observadas sin
cambiar la naturaleza de las sustancias ejemplos: Color, olor, dureza,
elasticidad, punto de fusión y punto de ebullición.
QUÍMICA CUARTO 15
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PROPIEDADES QUÍMICAS: Son aquellas que se refieren a la naturaleza
íntima de la sustancia o a la manera de reaccionar con otra. Ejemplo: La
combustión del azufre para producir anhídrido sulfuroso, la explosión
producida al quemar hidrogeno, la combustión de un trozo de cinta de
magnesio para producir óxido de magnesio.
IDENTIFIQUE LAS SIGUIENTES PROPIEDADES:
1. Reventar un balón _____________________________ ( ) 2. Asar un trozo de carne __________________________ ( ) 3. Encender un cerillo _____________________________( ) 4. Romper un vidrio _____________________________ ( ) 5. Derretir un trozo de hielo ________________________( )
QUÍMICA CUARTO 16
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Temperatura Fahrenheit
El grado Fahrenheit (representado como °F) es una escala de temperatura propuesta por Daniel Gabriel Fahrenheit en 1724. La escala se establece entre las temperaturas de congelación y evaporación del agua, que son 32 °F y 212 °F, respectivamente. El método de definición es similar al utilizado para el grado Celsius.
“Colocando el termómetro en una mezcla de sal de amonio o agua
salada, hielo y agua, encontró un punto sobre la escala al cual llamo cero.
Un segundo punto lo obtuvo de la misma manera, si la mezcla se usa sin sal.
Entonces denoto este punto como 30. Un tercer punto, designado como 96,
fue obtenido colocando el termómetro en la boca para adquirir el calor del
cuerpo humano.
No existen versiones de la historia de cómo Fahrenheit llegó a tener esa escala de temperatura. De acuerdo con el propio Fahrenheit, en el artículo que escribió en 1724,2 determinó tres puntos de temperatura. El punto cero está determinado al poner el termómetro en una mezcla de hielo, agua y cloruro de amonio. Éste es un tipo de mezcla frigorífica, que se estabiliza a una temperatura de 0 °F. Se pone luego el termómetro de alcohol o mercurio en la mezcla y se deja que el líquido en el termómetro obtenga su punto más bajo. El segundo punto es a 32 °F con la mezcla de agua y hielo, esta vez sin sal. El tercer punto, los 96 °F, es el nivel del líquido en el termómetro cuando se lo pone en la boca o bajo el brazo (en la axila). Fahrenheit notó que al utilizar esta escala el mercurio podía hervir cerca de los 600 grados.
Otra teoría indica que Fahrenheit estableció el 0 °F y los 100 °F en la escala al grabar las más bajas temperaturas que él pudo medir y su propia temperatura corporal, al encontrarse en un ligero estado de fiebre. Él tomó la más baja temperatura que se midió en el duro invierno de 1708 a 1709 en su ciudad Danzig (ahora llamada Gdańsk en Polonia), cerca de –17,8 °C, como punto cero.
Una variante de esta versión es que la mezcla de hielo, sal y agua registrada en la escala Fahrenheit, lo obtuvo en su laboratorio y la más alta la tomó de la temperatura de su cuerpo a 96 °F.
Fahrenheit quería abolir las temperaturas negativas que tenía la escala Rømer. Fijó la temperatura de su propio cuerpo a 96 °F (a pesar que la escala tuvo que ser recalibrada a la temperatura normal del cuerpo, que es cercana a los 96,8 °F, equivalente a 36 °C), dividió la escala en doce secciones y subsecuentemente cada una de esas secciones en 8 subdivisiones iguales lo que produjo una escala de 96 grados. Fahrenheit notó que en esta escala el punto de congelación del agua estaba a los 32 °F y el de punto de ebullición a los 212 °F.
QUÍMICA CUARTO 17
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Temperatura Kelvin
El kelvin (antes llamado grado Kelvin), simbolizado como K, es la unidad de temperatura de la escala creada por William Thompson en el año 1848, sobre la base del grado Celsius, estableciendo el punto cero en el cero absoluto (−273,15 °C) y conservando la misma dimensión. William Thompson, quien más tarde sería Lord Kelvin, a sus 24 años introdujo la escala de temperatura termodinámica, y la unidad fue nombrada en su honor.
Es una de las unidades del Sistema Internacional de Unidades y corresponde a una fracción de 1/273,16 partes de la temperatura del punto triple del agua. Se representa con la letra K, y nunca "°K". Actualmente, su nombre no es el de "grados kelvin", sino simplemente "kelvin".
Coincidiendo el incremento en un grado Celsius con el de un kelvin, su importancia radica en el 0 de la escala: la temperatura de 0 K es denominada 'cero absoluto' y corresponde al punto en el que las moléculas y átomos de un sistema tienen la mínima energía térmica posible. Ningún sistema macroscópico puede tener una temperatura inferior. A la temperatura medida en kelvin se le llama "temperatura absoluta", y es la escala de temperaturas que se usa en ciencia, especialmente en trabajos de física o química.
También en iluminación de vídeo y cine se utilizan el kelvin como referencia de la temperatura de color. Cuando un cuerpo negro es calentado emitirá un tipo de luz según la temperatura a la que se encuentra. Por ejemplo, 1.600 K es la temperatura correspondiente a la salida o puesta del sol. La temperatura del color de una lámpara de filamento de tungsteno corriente es de 2.800 K. La temperatura de la luz utilizada en fotografía y artes gráficas es 5.000 K y la del sol al mediodía con cielo despejado es de 5.200 K. La luz de los días nublados es más azul, y es de más de 6.000 K.
Temperatura Celsius
El grado Celsius es la unidad creada por Anders Celsius en 1742 para su escala de temperatura. Su símbolo es °C.
El grado Celsius pertenece al Sistema Internacional de Unidades, con carácter de unidad accesoria, a diferencia del kelvin que es la unidad básica de temperatura en dicho sistema.
El grado Celsius se tomó como punto de partida para definir el kelvin en 1848, ya que los intervalos de temperatura expresados en °C y en kelvin tienen el mismo valor. En la actualidad se define a partir del kelvin del siguiente modo:
C° = K - 273.15
QUÍMICA CUARTO 18
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La escala se estableció en 1742 considerando las temperaturas de congelación y evaporación del agua, a las que se dieron los valores de 0 °C y 100 °C, respectivamente, de este modo se dispuso un método de definición similar al utilizado en 1724 para el grado Fahrenheit. Esta escala de Celsius hacía coincidir el valor de 0° con el Grado Rømer propuesto en 1701.
La escala de Celsius es muy utilizada para expresar las temperaturas de uso cotidiano, desde la temperatura del aire a la de un sinfín de dispositivos domésticos (hornos, freidoras, agua caliente, refrigeración, etc.). También se la utiliza en trabajos científicos y tecnológicos, aunque en muchos casos resulta obligada la utilización de la escala de Kelvin.
QUÍMICA CUARTO 19
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REALIZAR LAS SIGUIENTES CONVERSIONES
1) 125007562790 mm convertirlos a kilómetro
2) 1200 millas convertirlos a micrómetros
3) 560 semanas convertirlos a segundos
4) 8,750 µm convertirlos a kilómetros
5) 2000089007 mg convertirlos a tonelada
6) 180 km/h convertirlos a m/s
7) 325 millas/h convertirlos a m/s
8) 150006900 µg convertirlos a libras
9) 3.5 mL convertirlos a microlitros
10) 2.5 g/cm³ convertirlos a kg/L
CONVERTIR LAS TEMPERATURAS SIGUIENTES
1. 78.5
2. 25
3. -117
4. 675
5. 25
6. -38.0
QUÍMICA CUARTO 20
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7. 25 a
8. 20
9. 298K a
10. -40 a
11. -5000 a
12. 2000K a
13. 1500 a
14. -300K a
15. 100 a K
Ejercicio: resuelva las sig. Operaciones en el cuaderno, en notación científica (4
decimales)….
1. =
2. 7.06*
3. 4.57*
4. 5.3* =
5. (4* =
6. ) =
QUÍMICA CUARTO 21
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7. =
8. =
9. Convertir.
360s a µs =
250Kg a Mg =
5600cm a millas =
10.
QUÍMICA CUARTO 22
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11.
12.
RESUELVA LAS SIGUIENTES OPERACIONES EN
NOTACIÓN CIENTÍFICA Y DECIMALES
1) 1.26 x 10 Kg + 2.5 x 10³ Kg =
2) 7.06 x 10 kg + 1.28 x 10 kg =
QUÍMICA CUARTO 23
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3) 4.57 x 10 kg - 2.8 x 10 kg =
4) 5.3 x 10 kg – 7.40 x 10 ² kg =
5) (4 x 10² cm) x (3 x 10 cm) =
6) (3 x 10 cm) x (5 x 10 cm) =
7) (6 x 10² g) ÷ (2 x 10 cm³) =
QUÍMICA CUARTO 24
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8) (4 x 10 ³ g) ÷ (2 x 10 ² cm³) =
9) Convierte
360 s µs
10) _550 millas__ nanómetros
Horas picosegundos
11) 5,000 plg² ft²
12) 230 g/ cm³ kg/ L
QUÍMICA CUARTO 25
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LOS ESTADOS DE LA MATERIA
La forma en que las partículas que constituyen una sustancia se reúnen o
agregan determina una buena parte de las propiedades físicas y, entre ellas, su
estado sólido, líquido o gaseoso. Las leyes que rigen el comportamiento de la
materia en la escala ordinaria de observación pueden ser explicadas a partir de
teorías que hacen referencia a las interacciones entre sus componentes
elementales. Sometida a condiciones extremas, la materia puede pasar a
estados físicos muy especiales; tal es el caso del plasma y de la materia
constitutiva de las estrellas de neutrones.
La materia se presenta esencialmente, en nuestro planeta, bajo tres formas
o estados de agregación diferentes: el estado sólido, el estado líquido y el
estado gaseoso. Cada uno de estos tres estados presenta unas
propiedades directamente observables que le son características. Así los
sólidos poseen una forma y volumen propios; los líquidos, por su parte,
aunque adoptan la forma del recipiente que los contiene, poseen un
volumen propio que se mantiene prácticamente constante aun en el caso
de ser sometidos a presiones exteriores considerables. Los gases, sin
embargo, adoptan la forma del recipiente y además ocupan todo su
volumen interior.
QUÍMICA CUARTO 26
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A lo largo de la historia, filósofos y científicos han profundizado en el
estudio de los diferentes estados de la materia y las aportaciones en este
tema, han contribuido, de manera decisiva, al desarrollo de otros campos
de la ciencia y de la técnica. Así, el estudio de los gases sirvió de base
para establecer los fundamentos de la química; el conocimiento de la
dilatación de los líquidos hizo progresar el estudio de los fenómenos
caloríficos; y, más recientemente, la física del estado sólido no sólo ha
permitido poner a prueba la mecánica cuántica como teoría física, sino que
a la vez ha abierto perspectivas de aplicación en el terreno de la
electrónica y de los nuevos materiales, que son, en buena parte, el
fundamento del actual progreso tecnológico.
OTROS ESTADOS DE LA MATERIA
Los estados sólido, líquido y gaseoso constituyen las formas en que se
presenta la materia en condiciones no demasiado alejadas de las que reinan
en nuestro planeta. Sin embargo, bajo condiciones extremas, la materia
modifica su composición y propiedades y se aleja de las leyes que describen
el comportamiento de sólidos, líquidos o gases.
El plasma es considerado como el cuarto estado de la materia, pues su
presencia en el universo es muy abundante. Se trata de una masa gaseosa
fuertemente ionizada en la cual, como consecuencia de temperaturas
extremadamente elevadas, los átomos se han visto despojados de su
envoltura de electrones y coexisten con los núcleos atómicos en un estado
de agitación intensa. Las estrellas, durante una parte importante de su vida,
están constituidas por grandes masas de plasma. Debido a la violencia de
los choques entre núcleos, en tales condiciones se producen reacciones de
síntesis de núcleos nuevos con una considerable liberación de energía. El
Sol es esencialmente una enorme esfera de plasma.
QUÍMICA CUARTO 27
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La materia componente de las estrellas en un estado avanzado de su
evolución degenera hacia formas en las que los electrones se funden con los
núcleos atómicos, dando lugar a una masa compacta de neutrones cuya
densidad alcanza valores del orden de los 1018 kg/m3. Éstas son las
características de la materia componente de las llamadas estrellas de
neutrones. Se trata, no obstante, de una etapa previa a la degeneración total
característica de un estado de extrema densidad, en el que los propios
neutrones son aplastados por la presión hacia adentro debida las fuerzas
gravitatorias. Éste es el estado de la materia en esos objetos oscuros y
misteriosos del universo conocidos como agujeros negros.
EL ESTADO LÍQUIDO
QUÍMICA CUARTO 28
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Características del estado líquido
A nivel microscópico el estado líquido se caracteriza porque la distancia
entre las moléculas es sensiblemente inferior a la de los gases. Mientras
que en un gas la distancia intermolecular media es igual o mayor que diez
veces el tamaño de la molécula, en un líquido viene a ser del mismo orden
de magnitud que el diámetro molecular, y sólo un poco mayor que en los
sólidos. Eso explica que la densidad de los líquidos sea, salvo algunas
excepciones, sólo algo inferior a la de los sólidos.
La proximidad entre las moléculas hace que se dejen sentir fuerzas
atractivas de interacción, que evitan que una molécula pueda «escaparse»
de la influencia del resto, como sucede en el estado gaseoso, pero que les
permite moverse deslizándose unas sobre otras. Por esta razón los
líquidos no poseen forma propia, sino que se adaptan a la del recipiente
que los contiene, es decir, pueden fluir. Sin embargo, el hecho de que las
moléculas estén ya suficientemente próximas hace de los líquidos fluidos
incompresibles. Toda compresión lleva consigo una disminución de la
distancia intermolecular, y si ésta fuera apreciable entrarían en juego las
fuerzas repulsivas entre los núcleos atómicos que se opondrían a dicha
compresión y la neutralizarían.
Viscosidad
Aunque las moléculas de los líquidos pueden deslizarse unas sobre otras,
esto no sucede para todos con igual facilidad. La existencia de fuerzas de
rozamiento que se oponen al deslizamiento de las moléculas define una
propiedad de los fluidos que se denomina viscosidad. La viscosidad se
traduce en una mayor resistencia al movimiento en el interior del fluido.
Así un frasco de aceite es más difícil de agitar que uno de agua porque el
aceite es más viscoso que el agua. Los líquidos ideales carecen de
viscosidad. En los reales, la viscosidad varía de unos a otros, siendo
extrema en los líquidos superviscosos, también llamados sólidos amorfos,
porque a la temperatura ambiente presentan el aspecto de sólidos sin que
la ordenación interna de sus moléculas corresponda a la que es
característica de los sólidos cristalinos.
QUÍMICA CUARTO 29
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El vidrio constituye un ejemplo de este estado intermedio de la materia.
Aumentando la temperatura, disminuye su viscosidad y el material se
reblandece, pasando a un estado líquido espeso. El alquitrán que se utiliza
en el asfaltado de carreteras es otro ejemplo de sólido amorfo; en verano,
al aumentar la temperatura, se llega a deformar por efecto de la presión
que ejercen, sobre el firme, los vehículos pesados.
Tensión superficial y capilaridad
Todos los líquidos presentan una cierta tendencia a disminuir su
superficie libre, la cual se comporta de forma parecida a como lo hace una
membrana elástica. Dicha propiedad es debida a la existencia de fuerzas
tangenciales a la superficie o fuerzas de tensión, por lo que se denomina
tensión superficial.
La tensión superficial se presenta en varios fenómenos; así cuando se
sumerge un alambre en una solución jabonosa se forma una película que
recuerda a simple vista la membrana de un tambor, pues se recupera de
pequeñas deformaciones; si sobre la película de líquido se deposita
cuidadosamente un hilo cerrado, y se elimina la parte interior de la
película, se observa cómo el hilo se extiende hasta alcanzar la forma de
una circunferencia.
Una aguja de acero, engrasada simplemente por el tacto, puede flotar en el
agua y, del mismo modo, los patos se mantienen en la superficie de un
lago sin necesidad de nadar; en ambos casos los cuerpos son más densos
que el agua, a pesar de lo cual flotan.
Esta aparente contradicción con respecto a lo que establecen las leyes de
la hidrostática, se explica como debida al fenómeno de la tensión
superficial que convierte la superficie del líquido en una especie de malla
tensa que neutraliza las fuerzas del peso.
QUÍMICA CUARTO 30
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Desde un punto de vista molecular, la tensión superficial se explica como
debida a la condición especial de las moléculas situadas en la superficie
del líquido. Una molécula del líquido situada en el interior del mismo es
solicitada en todas direcciones por fuerzas atractivas procedentes de las
otras moléculas que la rodean, de modo que, por simetría, se compensan
mutuamente sus efectos.
En la superficie o en sus proximidades, la simetría se rompe y sólo las
moléculas que están por debajo de la superficie atraen a las de la capa
límite, dando lugar a una fuerza neta dirigida hacia el interior de la masa
líquida que tensa la superficie libre y produce ese efecto de malla o
membrana elástica.
La tensión superficial de un líquido viene expresada por su
correspondiente coeficiente de tensión superficial, que representa el
trabajo necesario para incrementar en una unidad la superficie libre del
líquido o, en términos equivalentes, la fuerza tangencial por unidad de
longitud.
Cuando un tubo delgado de vidrio o capilar se introduce en agua situando
su extremo inferior por debajo de la superficie límite, el líquido asciende
por su interior hasta alcanzar una cierta altura de equilibrio. En este
fenómeno conocido como capilaridad el principio de los vasos
comunicantes deja de tener validez porque junto con las fuerzas del peso y
de la presión atmosférica interviene la tensión superficial.
QUÍMICA CUARTO 31
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ESTRUCTURA ATOMICA.
PARTICULAS FUNDAMENTALES.
El átomo esta formado de partículas de muchos tipos:
PARTICULAS ESTABLES
Protón (p, p, P)
Electrón (e, e, B)
Neutrón (n, n, N)
QUÍMICA CUARTO 32
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PARTICULAS INESTABLES
PARTÍCULAS COMPUESTAS
PARTICULAS ESTABLES.
ELECTRÓN. Son aquellas partículas que se encuentra fuera del núcleo
y tienen carga negativa. El electrón se caracteriza como partícula finita, de
carga negativa y con propiedades ondulatorias. En 1891 Stoney les llamó
electrones.
En 1897 Joseph J. Thomson determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón
estudiando la desviación de los rayos Catódicos por los campos eléctrico y magnético.
Electrón positivo o positrón (e, e, B)
Neutrino y Antineutrino (V)
Mesón ()
Deuterón (d, d, H, D)
partículas Alfa (a, He)
QUÍMICA CUARTO 33
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PROTON. Son partículas que se encuentran en el núcleo y tienen
carga positiva. Fue por medio del experimento de los rayos catódicos se
demostró la existencia de estas partículas positivas, con masa y carga.
Estas partículas llamadas protones son idénticas al núcleo de hidrógeno.
NEUTRON. Se encuentran junto con los protones en el núcleo y su
carga es neutra. Fueron predichos en 1920 por Bothe y Becher, y en 1932
Chadwick demostró su existencia. Los protones fuera del núcleo son muy
inestables.
PARTICULAS INESTABLES.
POSITRON. Fue en 1932 cuando Anderson descubrió accidentalmente
el positrón al estudiar los campos magnéticos sobre las partículas
expulsadas de los núcleos por la absorción de rayos cósmicos. Son
partículas iguales que los electrones, pero en sentido opuesto.
NEUTRINO Y ANTINEUTRINO. Partículas pequeñísimas de masa y
carga cero, su existencia fue postulada para explicar la pérdida de energía
durante la emisión radioactiva de electrones y protones. No existen pruebas
concretas de su existencia.
MESÓN. Yukawa postuló su existencia para explicar las energías de
enlace descubiertas en los efectos producidos por los rayos cósmicos sobre
la materia.
Núcleo
Electrón (-)
Positrón (+)
QUÍMICA CUARTO 34
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PARTICULAS COMPUESTAS.
DEUTERÓN. Es un núcleo de Deuterio o Hidrógeno pesado, y guarda
la misma relación que el Hidrógeno y el protón. Se usa en bombardeo de
núcleo.
PARTICULAS ALFA. Es un núcleo de Helio de 2 cargas positivas. Es el
producto de la desintegración radioactiva.
DESARROLLO HISTORICO.
MODELOS ATOMICOS Átomo: Partícula más pequeña de un elemento que retiene sus
propiedades.
DEMOCRITO Y LEUCIPO.
En el Siglo V A.C. dos Filósofos Griegos Leucipo y Demócrito
propusieron que la Materia no podía dividirse indefinidamente tal y como lo
estipulaba Aristóteles. Ellos proponían que al final de la división llegarían a
los átomos. (La palabra griega átomos significa “indivisible”)
Los atomistas concuerdan con el principio fundamental del eleatismo que solo el ser
es; pero entienden llevar este principio a la experiencia sensible y servirse de el para
explicar los fenómenos. Así entienden el ser como lo lleno, el no ser como el vacío y
sostienen que el lleno y el vacío son los principios constitutivos de toda cosa. Pero el lleno
no es un todo compacto; esta formado por un numero infinito de elementos que son
invisibles a causa de la pequeñez de su masa. Si estos elementos fuesen divisibles al
infinito, se disolverían al vacío; deben ser, pues, indivisibles, y por esto se les llaman
átomos.
Los átomos no son divisibles.
Los átomos están todos animados por un movimiento espontáneo,
por el cual chocan entre si y rebotan, dando origen al nacer, al perecer y al
mudar de las cosas. Pero el movimiento esta determinado por leyes
inmutables.
QUÍMICA CUARTO 35
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JOHN DALTON.
Entre 1803 y 1808 John Dalton propone una teoría atómica compuesta de los
siguientes postulados:
Los elementos están compuestos de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
Todos los átomos del mismo elemento son similares entre sí y diferentes de los átomos de otro elemento.
La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. En estas reacciones, ningún átomo se crea o destruye y ningún átomo de un elemento se convierte en un átomo de otro elemento.
Un compuesto químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una proporción numérica simple.
Él propone un modelo donde el átomo es una esfera indivisible e indestructible.
HANTARO NAGAOKA
Fue el inicio de la hipótesis de que los electrones se encuentran en el exterior de un
corpúsculo cargado positivamente pero circulando a su alrededor.
JOSEPH THOMSON
Fue el primero en intentar explicar el átomo en 1904. Su átomo era una especie de
jalea formado por electricidad positiva y negativa, se encargo de determinar la carga de la
masa que es de: -1.76 x 108 C
/g..
Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del
electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía que los
electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro.
Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos
hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos
llevado a cabo por Rutherford demostró la inexactitud de tales ideas.
Propone que es una esfera indivisible
QUÍMICA CUARTO 36
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ERNEST RUTHERFORD
Basado en los resultados de su trabajo que demostró la existencia del núcleo
atómico, Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un
núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del
núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga
eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí,
provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.
El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los
electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría
describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin embargo,
este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando
el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre
de la era nuclear.
Modelo Propuesto por Rutherford
Núcleo
Electrón
El electrón gira en
espiral
Modelo propuesto por
Thomson
+
QUÍMICA CUARTO 37
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NIELS BOHR
El físico danés Niels Borh, postula que los electrones giran a
grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los electrones se
disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes
niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior,
para lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía
original es necesario que el electrón emita la energía absorbida (por ejemplo
en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el
tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear.
En si su modelo estaba basado en el movimiento del sistema solar.
NUCLEO
Electrones
Electrones
QUÍMICA CUARTO 38
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SOMMERFIELD
Además de las ondas circulares hay elípticas y lo que para Bohr era un nivel de
energía para Sommerfield son varios niveles de distinta energía lo que se denomina,
subniveles.
LUIS DE BROGLIE
Se inicia EL Modelo Mecano - Cuántico con los estudios del físico francés Luis De
Broglie. Según De Broglie, una partícula con cierta cantidad de movimiento se comporta
como una onda. En tal sentido, el electrón tiene un comportamiento dual de onda y
corpúsculo, pues tiene masa y se mueve a velocidades elevadas. Al comportarse el electrón
como una onda, es difícil conocer en forma simultánea su posición exacta y su velocidad,
por lo tanto, sólo existe la probabilidad de encontrar un electrón en cierto momento y en
una región dada en el átomo, denominando a tales regiones como niveles de energía. La
idea principal del postulado se conoce con el nombre de Principio de Incertidumbre de
Heisenberg.
Principio de indeterminación de Heinsenberg.
No se puede conocer, con exactitud y a la vez la posición del electrón y su velocidad.
En este modelo en vez de hablar de un conjunto de ondas se habla de orbitales. Orbitales en
la región del espacio donde es máxima la probabilidad de encontrar un electrón. Es
necesario definir para obtener los orbitales cuatro números cuánticos.
Núcleo
Modelo de Sommerfield-
Bohr
QUÍMICA CUARTO 39
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ERWING SHRÖNDIGER
Fue un físico-matemático austriaco, en 1926 proporciono bases para el
nuevo modelo atómico considerando las bases de Broglee, Bohr y
Rutherford. Dedujo una ecuación matemática donde el electrón era
estudiado en función de su comportamiento ondulatorio.
En 1945 propuso otro modelo donde el electrón gira vertiginosamente
alrededor del núcleo. Son ondas vibratorias y no se puede decir la dirección
en que se mueven. Imagino al átomo como una nube cargada de electrones.
SÍMBOLO, CARGA Y MASA
MASA CARGA SÍMBOLO
Electrón
9.1 x 10-28 -1.26 x 10-19 e-
Protón 1.7 x 10-24 1.6 x 10-19 H
Neutrón 1.7 x 10-24 0 n
QUÍMICA CUARTO 40
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NUMERO ATOMICO Y MASA ATOMICA
NUMERO ATOMICO. Número atómico es el número de protones que tiene un átomo si este
es neutro también coincide con el de electrones, sirve para ordenarlos en la
tabla periódica.
MASA ATÓMICA.
Es el número de nucleones que hay en el átomo, es decir los protones
y neutrones que tiene.
ISOTOPOS Son átomos con el mismo número atómico pero diferente número de
masa. Presentan propiedades idénticas.
Por ejemplo:
O16, O17, O18 ; Cl35, Cl37
Aquí se pudo ver isótopos de Oxigeno y de cloro
Los isotopos más usados son: Carbono (C12. C13 y C14), Nitrógeno, (N14, N15)
Oxígeno (O16 Y O18)
QUÍMICA CUARTO 41
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USO DE LOS ISÓTOPOS.
Una de las aplicaciones de los isótopos es la fotografía de rayos gamma, al pacinete
se le inyecta un isótopo que emita radiación gamma y se recoge la radiación emitida de
forma que se obtiene una foto de la zona deseada, como por ejemplo el cerebro que se
observa en la fotografía.
Otra de las aplicaciones de este índice de fraccionamiento lo constituye la
estimación de las relaciones entre plantas con clorofila C3 y C4, cuyo estudio ofrece toda
una panacea al campo de la investigación científica como por ejemplo la estimación de
presencia de índices de fraccionamiento de plantas C4 (sabanas ) en suelos boscosos y
viceversa.
Uso de isotopos estables en el estudios de ecosistemas forestales
RADIOACTIVIDAD
Radiactividad: Fenómeno de Radiación espontánea producida por
ciertos átomos que poseen una combinación inestable de partículas sub-
atómicas.
La radioactividad fue descubierta accidentalmente por el francés H.
Becquerelen 1896; Pero su nombre se debe a Marie Curie, quien estudio e
interpreto el fenómeno.
QUÍMICA CUARTO 42
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Consiste en la emisión de radiaciones que poseen ciertos sistemas
(como el radio), las cuales son capaces de atravesar capas metálicas
delgadas, así como ionizar los gases y hacerlos conductores de electricidad.
En 1899 Becquerel comprobó que las citadas radiaciones eran
sensibles a la presencia de un campo magnético lo que dio pie a una famosa
experiencia realizada por Rutherford ese mismo año, que mostró que las
emisiones radioactivas se componen de dos tipos de radiación.
La alfa () que al atravesar un campo eléctrico (o magnético) es
atraída por el electrodo (o polo) negativo los rayos alfa son por lo tanto
positivos y hoy se sabe que se tratan de núcleos de Helio.
Los beta () de mayor poder de penetración que al atravesar un
campo eléctrico (o magnético) es atraído por el electrodo positivo negativo
los rayos beta son por lo tanto negativos y hoy se sabe que se tratan de
núcleos de electrones.
Se descubrió un tercero:
Los gama () los mas penetrantes de todo, que atraviesa sin
desviarse los campos eléctricos o magnético. Los rayos por lo tanto son
eléctricamente neutros y hoy se sabe que se trata de neutrones. Según su
naturaleza los elementos radioactivos (Todos aquellos cuyo peso atómico es
mayor que el bismuto) emite una, dos o tres radiaciones anteriores.
QUÍMICA CUARTO 43
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Hoja de Trabajo
1) ¿Cuál será la masa de una esfera de acero que tiene un radio de 3plg?
2) ¿calcule el radio de un cilindro de cobre que tiene una masa de 9.02X10^-2 y una altura de 10 cm.
3) Un auto puede recorrer 65km/galón de gasolina. ¿Cuantos ml será necesario para recorrer 100Km?
4) El peso de un cubo de Azúcar es de 99724.8 dinas. ¿calculé la masa?
5) El peso de un cubo de Azúcar es de 194775 dinas. ¿Cuántos ml tiene el cubo?
6) Un trozo de Pb cuando se coloca sobre una medidor de masa marca 0.1144 Kg y después se coloca dentro de una probeta que contenía 75ml y esta sube a 85ml de agua ¿Cuál es la densidad del Pb?
7) Un cono hecho de un metal desconocido tiene una masa de 1.050Kg y ocupa 0.01
litros ¿De que metal esta hecho?
8) Un farmacéutico desea llenar un frasco con alcohol etílico de tal manera que el recipiente tenga una masa de 798g. ¿Qué volumen de Alcohol debe agregar al recipiente.
QUÍMICA CUARTO 44
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9) ¿Cuántos gramos de mercurio necesitara allan britt o para construir un termómetro
con 25 ml de Hg
10) En la radio escucho q el locutor dijo que para este viernes se reportaría una
temperatura de 301.15k……………..pase la temperatura A ⁰C Y ⁰F
11)El helio hierve a 4k. Reporte esta temperatura a Fahrenheit.
12)La temperatura corporal es de 98.6 ⁰F convierta en ⁰c
13)Efectué las siguientes conversiones :
a) -86⁰F ⁰C
b) -18 ⁰C ⁰F
c) 0.0 ⁰F K
d) 212K ⁰C
14)Normalmente el cuerpo humano pude soportar una temperatura de 105 ⁰F
sin sufrir daños permanentes en el cerebro. ¿Cuál es la temperatura en Celsius?
QUÍMICA CUARTO 45
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15)La temperatura de la superficie del sol es de unos 6.3x10^3 ⁰C. ¿Que
temperatura es en F⁰?
La tabla periódica de los elementos.
La tabla periódica de los elementos.
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julios Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendelev; fue diseñada por Alfred Werner.
QUÍMICA CUARTO 46
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Historia
La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:
El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica. El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos. La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y,
posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico. Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico)
y las propiedades periódicas de los elementos.
El descubrimiento de los elementos
Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.
La noción de elemento y las propiedades periódicas
Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes dos siglos se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos.
La palabra "elemento" procede de la ciencia griega, pero su noción moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de Robert Boyle en su famosa obra The Sceptical Chymist, donde denomina elementos "ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de
QUÍMICA CUARTO 47
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que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos". En realidad, esa frase aparece en el contexto de la crítica de Robert Boyle a los cuatro elementos aristotélicos.
A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra Tratado elemental de Química. Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlos.
El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.
Los pesos atómicos
A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una nueva concepción del atomismo, al que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación de un "atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743–1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas).
Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo como se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori.
Dalton conocía que 1 parte de hidrógeno se combinaba con 7 partes (8 afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos, como los llamaba Dalton) que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las incertidumbres antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos, que sólo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, con el congreso de Karlsruhe en 1860.
QUÍMICA CUARTO 48
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Metales, no metales, metaloides y metales de transición
La primera clasificación de elementos conocida, fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias en las propiedades físicas como químicas.
Tríadas de Döbereiner
Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780–1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio).
A estos grupos de tres elementos se les denominó tríadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.
Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.
En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada
Tríadas de Döbereiner
Litio LiCl
LiOH Calcio
CaCl2
CaSO4 Azufre
H2S
SO2
Sodio NaCl
NaOH Estroncio
SrCl2
SrSO4 Selenio
H2Se
SeO2
Potasio KCl
KOH Bario
BaCl2
BaSO4 Telurio
H2Te
TeO2
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Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de tríadas.
Chancourtois: Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois
En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención.
Ley de las octavas de Newlands
Artículo principal: John Alexander Reina Newlands
En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.
Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.
El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.
Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que
Ley de las octavas de Newlands
1 2 3 4 5 6 7
Li
6,9
Na
23,0
K
39,0
Be
9,0
Mg
24,3
Ca
40,0
B
10,8
Al
27,0
C
12,0
Si
28,1
N
14,0
P
31,0
O
16,0
S
32,1
F
19,0
Cl
35,5
QUÍMICA CUARTO 50
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23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.
Tabla periódica de Mendelev
En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hizo Julios Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos.
Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:
Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas. Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades
comunes como la valencia.
Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para
elementos por descubrir.
QUÍMICA CUARTO 51
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La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B.
En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.
Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gases nobles descubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa.
El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka–aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka–silicio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que, aislado químicamente a partir de restos de un sincrotrón en 1937, se convirtió en el primer elemento producido de forma predominantemente artificial.
La noción de número atómico y la mecánica cuántica
La tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto–níquel, en las que se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes.
Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número de cargas positivas del núcleo.
La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En los comienzos del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el
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sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas.
Tabla periódica de los elementos1
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
I A II
A
III
B
IV
B V B
VI
B
VII
B
VIII
B
VIII
B
VIII
B I B II B
III
A IV A V A VI A
VII
A
VIII
A
Periodo
1 1
H
2
He
2 3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3 11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4 19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5 37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
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6 55
Cs
56
Ba *
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7 87
Fr
88
Ra **
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Uut
114
Uuq
115
Uup
116
Uuh
117
Uus
118
Uuo
Lantánidos * 57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
Actínidos ** 89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr
Alcalinos Alcalinotérreos Lantánidos Actínidos Metales de transición
Metales del
bloque p Metaloides No metales Halógenos
Gases nobles y
Transactínidos
Para una tabla más detallada, puedes consultar: Anexo: Tabla periódica
Clasificación
Grupo de la tabla periódica
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988,2 los grupos de la tabla periódica son:
Grupo 1 (I A): los metales alcalinos
Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos
Grupo 3 (III B): Familia del Escandio
Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio
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Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio
Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo
Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso
Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro
Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto
Grupo 10 (X B): Familia del Níquel
Grupo 11 (I B): Familia del Cobre
Grupo 12 (II B): Familia del Zinc
Grupo 13 (III A): los térreos
Grupo 14 (IV A): los carbonoideos
Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos
Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos
Grupo 17 (VII A): los halógenos
Grupo 18 (VIII A): los gases nobles
Períodos de la tabla periódica
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbítales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
Período 1 Período 2 Período 3 Período 4 Período 5 Período 6 Período 7
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La tabla también está dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau.
Bloques o regiones
Bloque de la tabla periódica
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Tabla periódica dividida en bloques.
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos.
Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.
Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f
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Capítulo II
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO Y SISTEMA PERIÓDICO
1.1 MODELO ATÓMICO DE BOHR El átomo sólo puede poseer unas pocas y determinadas energías; las
demás están prohibidas. Este comportamiento se describe diciendo que el
átomo está cuantizado. Bohr supone que el electrón no puede girar a
cualquier distancia del núcleo, sino, en ciertas órbitas solamente. Como en
cada una tiene una energía diferente (mayor cuanto más alejado esté del
núcleo), de ahí que las energías permitidas al electrón, y por tanto al átomo
en su conjunto, sean únicamente un número limitado. Así pues, cada átomo
está caracterizado por un conjunto definido de niveles de energía: E1, E2, E3,
etc.
Otra interesante idea de Bohr para explicar las variaciones de energía que
puede experimentar el átomo es suponer que el electrón puede saltar de una
órbita a otra. Al suministrar energía al átomo el electrón absorbe una
cantidad precisa de ésta y salta a una órbita superior. Como la situación no
es estable, termina cayendo a una órbita de menor energía y emite la energía
sobrante en forma de luz de frecuencia dada por la ecuación de Planck
(E=hv). De esta manera se explican las distintas líneas espectrales.
A n se le llama número cuántico principal. Dándole valores a n obtenemos
los diversos niveles de energía.
El electrón del H (hidrógeno) tiende a ocupar el nivel de menor energía o
estado fundamental, más estable, aunque con aporte energético suficiente
dicho electrón puede encontrarse en un estado excitado, ocupando otro nivel
distinto del primero.
1.2 LA MECÁNICA CUÁNTICA
Principio de incertidumbre
Heisenberg afirma que es imposible conocer simultáneamente la velocidad y
la posición de una partícula con absoluta exactitud. Así, cuanto más exacta
es la medida de la posición de un electrón, más grande es la incertidumbre
con respecto a su velocidad. Como ambas magnitudes son las que permiten
predecir la trayectoria de una partícula, es imposible conocer la trayectoria
de un electrón. La idea del electrón girando en órbitas circulares o elípticas,
bien definidas, en torno al núcleo es incompatible con el principio de
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incertidumbre, y demasiado simple para explicar los complejos aconteceres
atómicos.
1.3 MODELO ATÓMICO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA Orbítales. Cada orbital se caracteriza por:
- 1) La energía del átomo está cuantizada. - 2) Describe una distribución espacial del electrón. Lo que marca la
diferencia con el modelo de Bohr es la descripción del comportamiento del electrón. La ecuación no determina la posición o la trayectoria del electrón, sino la mayor o menor probabilidad de que se encuentre en los diversos puntos del átomo. Cada orbital indica una distribución diferente de la densidad electrónica en el espacio.
Números cuánticos
El número cuántico principal, n, indica el nivel de energía
El número cuántico secundario, l, indica el subnivel de energía que
corresponde a un tipo de orbital.
El número cuántico magnético, ml, describe la orientación espacial permitida
para un mismo tipo de orbital.
Cada electrón en el átomo viene definido por los valores de los tres números
cuánticos anteriores n, l y ml, que son los mismos del orbital que ocupa, y
además por el valor de un cuarto, llamado número cuántico de espín, ms.
1.4 DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES
Principio de exclusión de Pauli. En un mismo átomo no pueden existir dos
electrones con los cuatro valores de los números cuánticos iguales (en un orbital,
sólo puede haber como máximo dos electrones, que han de tener espines
contrarios (1/2, -1/2)).
1.5 SISTEMA PERIÓDICO El sistema periódico se construye ordenando los elementos según su
número atómico (Z) creciente. Así se pone en evidencia la llamada ley
periódica, que dice: las propiedades de los elementos son función periódica
de sus números atómicos.
Los elementos de una misma fila horizontal forman un periodo. Los
periodos empiezan siempre con un metal alcalino (IA) y terminan con un
alógeno (VIIA) seguido de un gas noble (VIIIA), que es el que cierra el
periodo. A grandes rasgos, los metales ocupan la parte izquierda y central
de la tabla, mientras que los no metales se sitúan a la derecha. El primer
periodo sólo contiene dos elementos (H y He). El segundo y el tercero, ocho
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cada uno. El cuarto y el quinto están formados por 18 elementos. El sexto
tiene 32, y el séptimo permanece abierto.
Existen 16 familias: ocho de ellas se anotan con el número seguido de
una A, y otras ocho con una B.
1) Elementos representativos. Son los que constituyen las familias largas y van marcadas por la letra A y se sitúan a ambos extremos de la tabla.
2) Elementos de transición. Son los que constituyen las familias situadas en el centro de la tabla. Van marcadas con la letra B.
3) Elementos de transición interna. Son los elementos lantánidos y actínidos, ambos con 14 elementos cada uno.
1.6 JUSTIFICACIÓN DEL SISTEMA PERIÓDICO Las propiedades químicas de un elemento dependen casi exclusivamente
de la distribución electrónica del nivel energético más externo.
1.7 PROPIEDADES PERIÓDICAS a) Radio atómico Los rayos atómicos se terminan principalmente por valores medios de
datos de diversas moléculas que contienen el átomo de estudio. Dentro de
una misma familia, el radio atómico aumenta con Z (o sea, hacía abajo) ya
que el número de capas pobladas de electrones crece gradualmente. En un
periodo disminuye al aumentar Z (es decir, hacia la derecha).
b) Energía de ionización
Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomo aislado en su estado fundamental. El proceso da origen a la formación de un ión positivo o catión:
Átomo + Ei ión+ + e- En una familia, la energía de ionización (Ei) disminuye al aumentar Z (hacia
abajo), puesto que los electrones periféricos están más alejados del núcleo y sienten más débilmente la atracción del núcleo. En un periodo aumenta con Z (hacia la derecha), debido a la creciente carga nuclear y menor radio. Cuanto menor sea la energía de ionización de un elemento, mayor tendencia tendrá a formar su ión positivo, es decir, más electropositivo.
c) Afinidad electrónica Es la energía desprendida, cuando un átomo capta un electrón. La afinidad
electrónica es una propiedad inversa a la de la energía de ionización. En un periodo aumenta hacia la derecha, por regla general, y en una familia aumenta al disminuir el radio (hacia arriba), puesto que así el núcleo manifiesta con mayor poder su fuerza atractiva.
d) Electronegatividad Mide la mayor o menos atracción que un átomo ejerce sobre el par de
electrones de un enlace con otro átomo. Las electronegatividades varían
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periódicamente. En un periodo aumentan hacia la derecha y en una valencia, hacia arriba. Valencia: viene dada por el número de electrones que un átomo tiende a captar o cedes para tener 8 electrones en la última capa, que es la configuración electrónica de un gas noble. La valencia de un elemento viene dada por el número de electrones desapareados que tiene o que puede tener. ENLACE QUÍMICO 1.1 ENLACE QUÍMICO
Las sustancias están constituidas por agrupaciones de átomos. Unas veces, tales agrupaciones forman agregados neutros: las moléculas, y otras, resultan con carga: los iones. Sólo los gases nobles, y algunos metales en estado de vapor, están constituidos por moléculas monoatómicas. La unión entre átomos, iones o moléculas es lo que constituye el enlace químico.
El enlace químico desempeña un papel decisivo la configuración electrónica de la capa más externa de los átomos, o capa de valencia. Con objetivo de destacar los electrones de valencia se utilizan los llamados diagramas de puntos de Lewis.
Los gases nobles presentan una distribución electrónica de máxima estabilidad, con los orbítales s y p de valencia ocupados por completo, es decir, con 8 electrones. Los demás elementos poseen incompletos sus niveles de valencia, y de ahí su mayor o menor reactividad. En general, cuando se unen dos elementos representativos tienden ambos a alcanzar estructura de gas noble. Se conoce como regla del octeto: los átomos tienden a ganar, a perder o a compartir electrones hasta quedar rodeados de 8 electrones de valencia.
Sean unas u otras configuraciones, la formación espontánea de un enlace es una manifestación de la tendencia de cada átomo a alcanzar la ordenación electrónica más estable posible. Es decir, la molécula formada representa un estado de menor energía que los átomos aislados. 1.2 ESTRUCTURA DEL ENLACE IÓNICO
Cuando se encuentra un elemento de los más metálicos con otro de carácter de muy no metálico, es decir, dos elementos de electronegatividad muy diferente, se forma entre ellos un enlace iónico.
Se llama electrovalencia, o valencia iónica de un elemento, al número de electrones que gana o pierde para formar sus iones. A la electronegatividad se le suele anteponer el signo correspondiente. La fórmula de un compuesto iónica es siempre una fórmula empírica. El número de iones que rodea a cada ión de signo contrario se llama índice de coordinación. 1.3 CICLO DE BORH-HABER
Se define la energía reticular de una sustancia como la energía necesaria para separar totalmente las partículas de un mol de la misma en estado cristalino. En general, cuanto mayor sea la energía reticular, más estable será el cristal, más elevados sus puntos de fusión, más duro, etc. 1.4 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
La atracción entre iones de signo opuesto es fuerte y se necesita mucha energía para romper la red. Es decir, los compuestos de fusión serán elevados; lo
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segundo exige disolventes muy polares como el agua. Referente a las propiedades mecánicas, los sólidos iónicos son duros, pero al mismo tiempo quebratizados. Son malos conductores, puesto que los electrones están firmemente sujetos por los iones. En cambio, fundidos conducen corriente eléctrica. 1.5 ENLACE COVALENTE
El enlace covalente consiste en un par de electrones compartido con dos átomos, que, situado entre ellos, ejerce una atracción sobre los núcleos de ambos y así los mantiene unidos. Puede suceder que el par de electrones sea suministrado por un solo átomo, y el enlace se llama entonces covalente coordinado. La regla del octeto se aplica a elementos del segundo periodo. 1.6 GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS
La teoría de Lewis no indica nada acerca de la geometría de las moléculas. La forma de una molécula es consecuencia de los ángulos de sus enlaces, hay un procedimiento sencillo que permite predecir la geometría si se conoce el número de electrones que rodea al átomo central. Es el modelo de las repulsiones entre pares de electrones de la capa de valencia. Éste modelo, basado en simples ideas electroestáticas, supone que los distintos pares de electrones de valencia que rodean al átomo central de una molécula, son enlazantes, se repelen entre sí, y adoptan la distribución más alejada posible en el espacio.
Así, los átomos como C, N, O y F que suelen tener en sus compuestos 4 pares de electrones de valencia, distribuirán cada uno de los pares en los vértices de un tetraedro. 1.7 ENLACE COVALENTE. TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA
La formación del enlace H-H puede expresarse también diciendo que los orbítales de los dos átomos de H se solapan. El solapamiento supone que ambos orbítales comparten una región común del espacio entre los dos núcleos. Al aproximarse, comienza el solapamiento de los orbítales y la fuerza de atracción entre lo átomos se incremente, con lo que la energía del sistema disminuye y llega a alcanzar un mínimo. El tipo de enlace constituido por solapamiento de dos orbitales siguiendo la línea de los núcleos se llama enlace sigma.
Para formar un enlace covalente cada uno de los átomos debe poseer un orbital con un electrón desapareado, porque, como se solapan, en la zona común no puede haber más de dos electrones. La formación del enlace covalente supone el apareamiento de ese par de electrones, que por ello han de tener uno y otro, espines contrarios. Así pues, la covalencia de un elemento, o número de enlaces covalentes que puede formar uno de sus átomos, es igual al número de electrones desapareados de que dispone, o puede disponer.
1.8 HIBRIDACIÓN DE ORBITALES La teoría del enlace de valencia completa su descripción del enlace
covalente justificando la geometría de las moléculas. Para ello recurre al concepto de orbital híbrido. a) Enlaces sencillos
La teoría del enlace de valencia resuelve el problema suponiendo que se forman 4 orbitales, llamados orbitales híbridos sp3, por combinación entre el orbital s y los 3 orbitales p.
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1.9 POLARIDAD DE LOS ENLACES Tienden a distribuirse más cerca del núcleo del átomo de mayor
electronegatividad. Se crea entonces un dipolo eléctrico, ya que las cargas negativas están desplazadas hacia un lado de la molécula y su centro no coincide con el centro de las cargas positivas. Así la molécula de HCl será polar, puesto q el átomo de Cl., más electronegativo que el de H, atrae más hacía sí, el par de electrones. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos que forman el enlace, mayor será la polaridad y, por tanto, mayor el carácter iónico del enlace. 1.10 FUERZAS INTERMOLECULARES a) Fuerzas de Van der. Waals
Hay varios tipos de fuerzas de Van de Waals. Las que se verifican entre moléculas polares, donde el extremo positivo de una se acerca al extremo negativo de la otra, y así para todo el conjunto. Las fuerzas entre las moléculas apolares son las de dispersión. Debido al movimiento de los electrones, adopta una distribución eléctrica asimétrica, es decir, se convierte en un pequeño dipolo instantáneo. 1. En la mayoría de los casos, son fuerzas muy débiles 2. Estas fuerzas aumentan con el volumen molecular b) Enlace de hidrógeno
Las fuerzas que mantienen unidas las moléculas de agua se llaman enlace hidrógeno. En la molécula de agua el par de electrones de cada enlace H-O está bastante desplazado hacia el O, muy electronegativo. El protón, queda así casi descubierto de carga negativa, constituyendo un polo positivo muy intenso que va a formar unión electrostática con un par de electrones no enlazante del átomo de oxígeno (O) de una molécula vecina. 1.11 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES a) Sustancias moleculares
Sustancias constituidas por moléculas cuyos átomos están unidos por enlace covalente. Entre ellas hay sustancias apolares y polares, alguna de estas últimas con enlaces de H. En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares son muy débiles, una cierta agitación térmica es suficiente para desordenar y separar las moléculas. Por tanto, los puntos de fusión y ebullición son, en general, bajos; es decir, en condiciones ordinarias la mayoría de estas sustancias son gaseosas o líquidas. En otros casos, las fuerzas intermoleculares son apreciables, y las sustancias son sólidas. Las propiedades mecánicas varían en el mismo sentido con las fuerzas intermoleculares. En estado sólido son blandas casi todas. En cuanto a solubilidad las no polares son prácticamente insolubles en disolventes polares como el agua pero se disuelven bien los
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disolventes no polares. Las sustancias polares son más solubles en agua y puede formar puentes de hidrógeno. b) Sustancias con red covalente (o reticulares)
Los sólidos covalentes poseen puntos de fusión altísimos, gran dureza, y son insolubles en todos los disolventes. Para separar los átomos de la red es necesario romper enlaces covalentes, lo q requiere una gran cantidad de energía. Suelen presentar estructuras con red covalente los elementos situados en la diagonal: B, C, Si, etc.
1.12 EL ENLACE EN LOS METALES
En su red cristalina cada átomo se encuentra rodeado de otros 8, como su configuración externa, solo podría formar enlace covalente con uno de ellos.
Un modelo sencillo que explica la estructura metálica es el modelo de la nube electrónica. Los electrones de valencia se encuentran deslocalizados.
La movilidad de los electrones explica la propiedad más típica de los metales: su conductividad eléctrica. La conductividad térmica es consecuencia de las colisiones que transmiten los electrones por todo el metal. Y el brillo metálico se explica por el hecho de que los electrones, al estar libres, pueden absorber y emitir luz de todas las frecuencias. 1.13 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS METÁLICAS Tienen puntos de fusión moderados o altos. Son dúctiles y maleables, pues
su deformación no implica ni rotura de enlaces ni mayor aproximación de
iones de igual carga. En los metales de transición surgen nuevos aspectos.
QUÍMICA CUARTO 66
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A diferencia de los alcalinos y alcalino-térreos, son duros y de alto punto de
fusión. Esto de debe en parte al reducido tamaño de sus átomos, y también a
la posibilidad de que algunos electrones D, se hayan desapareados,
contribuyan al enlace metálico.
Enlace químico
Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones
atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos
químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es
un área compleja que está descrita por las leyes de la electrodinámica cuántica.
Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la mecánica
cuántica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más
sencillas en su propia descripción del enlace químico. En general, el enlace
químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones
entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea
la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces
químicos, que determinan la estructura de la materia.
Teniendo en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidos,
adquieren una situación más estable (de menor entalpía) que cuando estaban
separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de
electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura
que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el
núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están
positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en
la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en
otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan
mutuamente.
En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones
(frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos
núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las
cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a
la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y
esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de
equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En
resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que
los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente
QUÍMICA CUARTO 67
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a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En
un enlace covalente polar, uno o más electrones son compartidos
inequitativamente entre dos núcleos.
En una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no es
compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico más
externo de un átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más
electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un
estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear
efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia,
un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace
el otro núcleo. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta
positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta
de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en
((iones)) de carga positiva o negativa.
Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la
práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la
fuerza de enlace, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla del octeto y
la (TREPEV) teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia son dos ejemplos. Las teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace
de valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la resonancia, y el método
de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales
moleculares, que incluye a la teoría del campo de los ligantes. La electrostática es
usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las
sustancias químicas.
Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan
tempranas como en el siglo XII, se suponía que ciertos tipos de especies
químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química. En 1704, Isaac
Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde
los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". Específicamente, después
de investigar varias teorías populares, en boga en aquel tiempo, de cómo los
átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo, "átomos enganchados", "átomos
pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes",
Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que:
QUÍMICA CUARTO 68
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Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto
inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan
operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.
En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló
una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter
electropositivo y electronegativo de los átomos combinantes. A mediados del
siglos XIX, Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann
Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desarrollaron la teoría de valencia,
originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía
unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. En 1916, el
químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, en
el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el electrón,
enlace, enlace doble, o enlace triple:
En las propias palabras de Lewis:
Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y
no puede decirse que pertenezca a uno simplemente o exclusivamente.
El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la
diferencia de que su modelo asumía una transferencia completa de electrones
entre los átomos, con lo que era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis y Kossel
estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904).
En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica
matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un
electrón en el ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+.1 Este trabajo mostró
que la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían ser correctas
fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticos usados no podrían
extenderse a moléculas que contuvieran más de un electrón. Una aproximación
más práctica, aunque menos cuantitativa, fue publicada en el mismo año
por Walter Heitler y Fritz London. El método de Heitler-London forma la base de lo
que ahora se denomina teoría del enlace de valencia. En 1929, Sir John Lennard-
Jones introdujo el método de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o
dentro de la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo también métodos para
derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2 (flúor) y las moléculas de
O2 (oxígeno), a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de orbital
molecular representó un enlace covalente como un orbital formado por
QUÍMICA CUARTO 69
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combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica
de Schrödinger que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos
solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos
multielectrónicos no podrían ser resueltos con perfección matemática (esto
es, analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas
predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos
en química cuántica moderna usan tanto las teorías de orbitales moleculares o de
enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación,
la teoría del funcional de la densidad, se ha estado haciendo más popular en años
recientes.
En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llevó a cabo un cálculo sobre la molécula de
dihidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos previos que usaban funciones
sólo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones
que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones.2 Con 13
parámetros ajustables, ellos obtienen el resultado muy cercano al resultado
experimental para la energía de disociación de enlace. Posteriores extensiones
usaron hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos.
Este cálculo convenció a la comunidad científica que la teoría cuántica podría
concordar con los experimentos. Sin embargo, esta aproximación no tiene relación
física con la teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de
extender a moléculas más grandes.
QUÍMICA CUARTO 70
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Teoría del enlace de valencia
En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentando
esencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones de valencia,
en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para mantener los dos
núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución de energía del sistema. En
1931, a partir de esta teoría, el químico Linus Pauling publicó lo que algunos
consideran uno de los más importantes papeles en la historia de la química:
QUÍMICA CUARTO 71
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"Sobre la naturaleza del enlace químico". En este papel, extendiendo los trabajos
de Lewis, y la teoría del enlace de valencia (TEV) de Heitler y London, y su propio
trabajo previo, presentó seis reglas para el enlace de electrones compartidos, las
tres primeras de las cuales generalmente ya eran conocidas:
1. El enlace de par de electrones a través de la interacción de un
electrón desapareado de cada uno de dos átomos.
2. El spin de los electrones tienen que ser opuestos.
3. Una vez apareados, los dos electrones no pueden tomar parte en
enlaces adicionales.
Sus tres últimas reglas eran nuevas:
4. Los términos de canje de electrones para el enlace involucra sólo
una función de onda de cada átomo.
5. Los electrones disponibles en el menor nivel de energía forman los
enlaces más fuertes.
6. De dos orbitales en un átomo, el que puede traslapar en mayor
cantidad con un orbital de otro átomo formará el enlace más fuerte, y
este enlace tenderá en la dirección del orbital más concentrado.
A partir de este artículo, Pauling publicaría en 1939 un libro de texto: "Sobre la Naturaleza
del Enlace Químico" que vendría a ser llamado por algunos como la "biblia" de la química
moderna. Este libro ayudó a los químicos experimentales a entender el impacto de la teoría
cuántica sobre la química. Sin embargo, la edición posterior de 1939 falló en explicar
adecuadamente los problemas que parecían ser mejor entendibles por la teoría de orbitales
moleculares. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de
1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitales
moleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes
ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemas más difíciles de la
implementación de la teoría del enlace de valencia en programas de computadoras habían
sido mayormente resueltos y la teoría del enlace de valencia vio un resurgimiento.
QUÍMICA CUARTO 72
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Teoría de los orbitales moleculares
Orbital molecular HOMO-5 de tipo pi, en la molécula de trifluoruro de boro,
calculado usando Spartan.
La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinación lineal
de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares, que abarcan la molécula
entera. Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales
enlazantes, orbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. Un orbital
molecular es simplemente un orbital de Schrödinger que incluye varios, pero
frecuentemente sólo dos, núcleos. Si este orbital es del tipo en que los electrones
tienen una mayor probabilidad de estar entre los núcleos que en cualquier otro
lugar, el orbital será un orbital enlazante, y tenderá a mantener los núcleos cerca.
Si los electrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan la
mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los núcleos, el orbital
funcionará como un orbital antienlazante, y realmente debilitará el enlace. Los
electrones en orbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos (cerca
a los orbitales atómicos) asociados casi enteramente o con un núcleo o con otro y
entonces pasarán igual tiempo entre los núcleos y no en ese espacio. Estos
electrones no contribuyen ni detractan la fuerza del enlace.
Comparación de las teorías del enlace de valencia y de los orbitales moleculares
En algunos aspectos, la teoría del enlace de valencia es superior a la teoría de
orbitales moleculares. Cuando se aplica a la molécula más simple de dos
electrones, H2, la teoría del enlace de valencia, incluso al nivel más simple de la
aproximación de Heitler-London, produce una aproximación más cercana a
la energía de enlace, y provee una representación más exacta del comportamiento
QUÍMICA CUARTO 73
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de los electrones al formarse y romperse los enlaces químicos. En contraste, la
teoría de orbitales moleculares simple predice que la molécula de hidrógeno se
disocia en una superposición lineal de átomos de hidrógeno, y iones positivos y
negativos de hidrógeno, un resultado completamente contrario a la evidencia
física. Esto explica en parte por qué la curva de energía total versus la distancia
interatómica del método de orbitales de valencia yace por encima de la curva del
método de orbitales moleculares a todas las distancias y, más particularmente,
para distancias mucho más grandes. Esta situación surge para todas las
moléculas diatómicas homonucleares y es particularmente un problema para el F2,
para el que la energía mínima de la curva con la teoría de orbitales moleculares es
aún mayor en energía que la energía de los dos átomos de flúor no enlazados.
Los conceptos de hibridación son versátiles, y la variabilidad en el enlace en
muchos compuestos orgánicos es tan modesta que la teoría del enlace
permanece como una parte integral del vocabulario del químico orgánico. Sin
embargo, el trabajo de Friedrich Hund, Robert Mulliken, y Gerhard
Herzberg mostró que la teoría de orbitales moleculares provee una descripción
más apropiada de las propiedades espectroscópicas, magnéticas y de ionización
de las moléculas. Las deficiencias de la teoría del enlace se hicieron aparentes
cuando las moléculas hipervalentes (por ejemplo, el PF5) fueron explicadas sin el
uso de los orbitales "d" que eran cruciales en el esquema de enlace basado en
hibridación, propuesto para tales moléculas por Pauling. Los complejos
metálicos y compuestos deficientes en electrones (como el diborano) también
resultaron ser mejor descritos por la teoría de orbitales moleculares, aunque
también se han hecho descripciones usando la teoría del enlace de valencia.
En la década de 1930, los dos métodos competían fuertemente hasta que se
observó que ambas eran aproximaciones a una teoría mejor. Si se toma la
estructura de enlace de valencia simple y se mezcla en todas las estructuras
covalentes e iónicas posibles que surgen de un juego particular de orbitales
atómicos, se llega a lo que se llama la función de onda de interacción de
configuración completa. Si se toma la descripción de orbital molecular simple del
estado fundamental y se combina dicha función con las funciones que describen
todos los estados excitados posibles usando los orbitales no ocupados que surgen
del mismo juego de orbitales atómicos, también se llega a la función de onda de
interacción de configuración completa. Puede verse que la aproximación de orbital
molecular simple da demasiado peso a las estructuras iónicas, mientras que la
QUÍMICA CUARTO 74
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aproximación de enlace de valencia simple le da demasiado poco. Esto puede ser
descrito diciendo que la aproximación de orbitales moleculares simple es
demasiado deslocalizada, mientras que la aproximación de enlaces de valencia es
demasiado localizado.
Estas dos aproximaciones son ahora observadas como complementarias, cada
una proveyendo sus propias perspectivas en el problema del enlace químico. Los
cálculos modernos en química cuántica generalmente empiezan a partir de (pero
finalmente van más allá) un orbital molecular en vez de una aproximación de
enlace de valencia, no por algún tipo de superioridad intrínseca de la primera, sino
porque la aproximación de orbitales moleculares es mucho más rápidamente
adaptable a computación numérica. Sin embargo, ahora hay mejores programas
de enlace de valencia disponibles.
Enlaces en fórmulas químicas
La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícil el uso de una sola
técnica para indicar los orbitales y enlaces. En la fórmula molecular, los enlaces
químicos (orbitales enlazantes) entre átomos están indicados por varios métodos
diferentes de acuerdo al tipo de discusión. Algunas veces, se desprecian
completamente. Por ejemplo, en química orgánica, la fórmula molecular del etanol
(un compuesto en bebidas alcohólicas) puede ser escrito en papel como isómeros
conformacionales, tridimensional, completamente bidimensional (indicando cada
enlace con direcciones no tridimensionales), bidimensional comprimida (CH3–
CH2–OH), separando el grupo funcional del resto de la molécula (C2H5OH), o sus
constituyentes atómicos (C2H6O), de acuerdo a lo que se esté discutiendo.
Algunas veces, incluso se marcan los electrones no enlazantes de la capa de
valencia (con las direcciones aproximadas bidimensionalmente, estructura de
Lewis). Algunos químicos pueden también representar los orbitales respectivos.
QUÍMICA CUARTO 75
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Enlaces químicos
Longitudes de enlace típicas, en pm,
y energía de enlace en kJ/mol.
Información recopilada de [1].
Enlace Longitud
(pm)
Energía
(kJ/mol)
H — Hidrógeno
H–H 74 436
H–C 109 413
H–N 101 391
H–O 96 366
H–F 92 568
H–Cl 127 432
H–Br 141 366
C — Carbono
C–H 109 413
C–C 154 348
C=C 134 614
QUÍMICA CUARTO 76
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C≡C 120 839
C–N 147 308
C–O 143 360
C–F 135 488
C–Cl 177 330
C–Br 194 288
C–I 214 216
C–S 182 272
N — Nitrógeno
N–H 101 391
N–C 147 308
N–N 145 170
N≡N 110 945
O — Oxígeno
O–H 96 366
O–C 143 360
O–O 148 145
O=O 121 498
F, Cl, Br, I — Halógenos
QUÍMICA CUARTO 77
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F–H 92 568
F–F 142 158
F–C 135 488
Cl–H 127 432
Cl–C 177 330
Cl–Cl 199 243
Br–H 141 366
Br–C 194 288
Br–Br 228 193
I–H 161 298
I–C 214 216
I–I 267 151
S — Azufre
C–S 182 272
Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos
unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de
electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital
enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente.
Los números pares son comunes porque las moléculas suelen tener estados
energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace
sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es
siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a
cada átomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los átomos de carbono en
elbenceno están conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada
QUÍMICA CUARTO 78
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de 1.5, y los dos átomos en el óxido nítrico, NO, están conectados con
aproximadamente 2.5. El enlace cuádruple también es bien conocido. El tipo de
enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de
los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor
diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza será un electrón atraído a un
átomo particular involucrado en el enlace, y más propiedades "iónicas" tendrá el
enlace ("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos
inequitativamente). A menor diferencia de electronegatividad, mayores
propiedades covalentes (compartición completa) del enlace.
Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el
enlace se puede llamar no polar.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de
electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten
tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de
electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay
variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman
con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es
eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas
originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro
electronegativo.
QUÍMICA CUARTO 79
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Enlace covalente
El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace
covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga
eléctrica neutra.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de
electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten
tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de
electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay
variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman
con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es
eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas
originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro
electronegativo.
En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un
compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de
carácter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales
QUÍMICA CUARTO 80
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(mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de
electronegatividades es nula.
Se presenta entre los elementos con poca diferencia de electronegatividad (< 1.7),
es decir cercanos en la tabla periódica de los elementos quimicos o bien, entre el
mismo elemento para formar moléculas diatomicas.
Enlace iónico o Electrovalente
El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que
tienen una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso
que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad,
pero una diferencia sobre 2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a
1.5 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un enlace iónico es
aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones
(se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el
que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro
menos electronegativo.3 El enlace iónico implica la separación
en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a
+3e.
1) Se presenta entre los elementos con gran diferencia de
electronegatividad (>1.7), es decir alejados de la tabla periódica:
entre metales y no metales. 2) Los compuestos que se forman
son solidos cristalinos con puntos de fusión elevados. 3) Se da
por TRANSFERENCIA de electrones: un átomo PIERDE y el otro
'GANA' 4) Se forman iones (cationes y aniones)
2) Enlace covalente coordinado
El enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un
tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en
uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son
compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente.
Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la
teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado
QUÍMICA CUARTO 81
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existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace
iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una
covalencia. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros
enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al receptor de electrones o ácido de
Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.
Enlace de uno y tres electrones
Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales,
que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de
un electrón se encuentra en el catión de hidrógeno molecular, H2+. Los enlaces de
un electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2
electrones, y en consecuencia se les llama "medios enlaces". Sin embargo, hay
excepciones: en el caso del dilitio, el enlace es realmente más fuerte para el
Li2+ de un electrón, que para el Li2 de dos electrones. Esta excepción puede ser
explicada en términos de hibridación y efectos de capas internas.4
El ejemplo más simple de enlace de tres electrones puede encontrarse en el
catión de helio dimérico, He2+, y puede ser considerado también medio enlace
porque, en términos de orbitales moleculares, el tercer electrón está en un orbital
antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos
electrones. Otro ejemplo de una molécula conteniendo un enlace de tres
electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico, NO. La
molécula de oxígeno, O2, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de
3-electrones y un enlace de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y
su orden formal de enlace de 2.5
Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas.
Este tipo de enlace sólo es estable entre átomos con electronegatividades
similares.5Enlaces flexionados
QUÍMICA CUARTO 82
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Enlace flexionado
Los [enlaces flexionados], también conocidos como enlaces banana, son enlaces
en moléculas tensionadas o impedidas estéricamente cuyos orbitales de enlaces
están forzados en una forma como de banana. Los enlaces flexionados son más
susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios. El enlace flexionado es
un tipo de enlace covalente cuya disposición geométrica tiene cierta semejanza
con la forma de una banana. doble enlace entre carbonos se forma gracias al
traslape de dos orbitales híbridos sp3. Como estos orbitales no se encuentran
exactamente uno frente a otro, al hibridarse adquieren la forma de banana
Enlaces 3c-2e y 3c-4e
En el enlace de tres centros y dos electrones ("3c-2e"), tres átomos comparten dos
electrones en un enlace. Este tipo de enlace se presenta en compuestos
deficientes en electrones, como el diborano. Cada enlace de ellos (2 por molécula
en el diborano) contiene un par de electrones que conecta a los átomos de boro
entre sí, con un átomo de hidrógeno en el medio del enlace, compartiendo los
electrones con los átomos de boro.
El enlace de tres centros y cuatro electrones ("3c-4e") explica el enlace
en moléculas hipervalentes. En ciertos compuestos aglomerados, se ha postulado
la existencia de enlaces de cuatro centros y dos electrones.
En ciertos sistemas conjugados π (pi), como el benceno y otros
compuestos aromáticos, y en redes conjugadas sólidas como el grafito, los
electrones en el sistema conjugado de enlaces π están dispersos sobre tantos
centros nucleares como existan en la molécula o la red.
Enlace aromático
Aromaticidad
En muchos casos, la ubicación de los electrones no puede ser simplificada a
simples líneas (lugar para dos electrones) o puntos (un solo electrón).
En compuestos aromáticos, los enlaces que están en anillos planos de átomos,
la regla de Hückel determina si el anillo de la molécula mostrará estabilidad
adicional.
QUÍMICA CUARTO 83
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En el benceno, el compuesto aromático prototípico, 18 electrones de enlace
mantiene unidos a 6 átomos de carbono para formar una estructura de anillo
plana. El orden de enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta ser
idéntico en todos los casos desde el punto de vista químico, con una valor
equivalente de aproximadamente 1.5.
En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos sustituidos, las diferencias
de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre
el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo, y de otra forma
sería equivalente.
Enlace metálico
En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una
estructura de átomos. Diferente en los compuestos iónicos, donde la ubicación de
los electrones enlazantes y sus cargas son estáticas. Debido a la deslocalización o
el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de
conductividad, ductilidad y dureza.
Enlace intermolecular
QUÍMICA CUARTO 84
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Fuerzas de van der Waals.
Hay cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o más
moléculas, iones o átomos que de otro modo no estarían asociados. Las fuerzas
intermoleculares originan que las moléculas se atraigan o repelan unas a otras.
Frecuentemente, esto define algunas sus características físicas (como el punto de
fusión) de una sustancia.
Dipolo permanente a dipolo permanente
Fuerza intermolecular
Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados
fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo (un par positivo-
negativo de cargas eléctricas parciales permanentes). Los dipolos se atraen o
repelen unos a otros.
Enlace de hidrógeno
QUÍMICA CUARTO 85
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Enlace de hidrógeno.
En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente
fuerte. Sin embargo, en el enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más
cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor, en un enlace 3-c 2-
e. Los enlaces de hidrógeno explican el punto de ebullición relativamente alto de
los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus
contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica.
Dipolo instantáneo a dipolo inducido (van der Waals)
Fuerzas de London
Los dipolos instantáneos a dipolo inducido, o fuerzas de London, son las
interacciones más débiles, pero también las más cubicas, entre todas las
sustancias químicas. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante, la nube
electrónica alrededor del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede estar
ligeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa en un
lado que en el otro. Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantáneo. Este
dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los
electrones en los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo
inducido). Los dos átomos se estarán atrayendo por un instante, antes que la
carga se rebalancee y los átomos se muevan.
Interacción catión-pi
La interacción catión-pi se presenta entre la carga negativa localizada de los
electrones de un orbital pi, ubicados sobre y debajo del plano de un anillo
aromático, y una carga positiva.
QUÍMICA CUARTO 86
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Electrones en los enlaces químicos
En el límite (irrealístico) del enlace iónico puro, los electrones están perfectamente
localizados en uno de los dos átomos en el enlace. Tales enlaces pueden ser
interpretados por la física. Las fuerzas entre los átomos están caracterizadas por
potenciales electrostáticos continuos isótropos. Su magnitud es una proporción
simple a la diferencia de cargas.
Los enlaces covalentes se entiende mejor por la teoría del enlace de valencia o
la teoría del orbital molecular. Las propiedades de los átomos involucrados pueden
ser interpretadas usando conceptos tales como número de oxidación. La densidad
electrónica en el enlace no está asignada a átomos individuales, en vez de ello
está deslocalizada entre los átomos. En la teoría del enlace de valencia, los dos
electrones en los dos átomos se emparejan con una fuerza de enlace que
depende del traslape entre los orbitales. En la teoría del orbital molecular,
la combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA) ayuda a describir las
estructuras de orbitales moleculares deslocalizados y las energías basadas en los
orbitales atómicos de los átomos de los que proviene. A diferencia de los enlaces
iónicos puros, los enlaces covalentes pueden tener propiedades de direccionalidad
(anisotropía). Estas pueden tener sus propios nombres, como sigma y pi.
En el caso general, los átomos forman enlaces que son intermedios entre iónico y
covalente, dependiendo de la electronegatividad relativa de los átomos
involucrados. Este tipo de enlace es llamado algunas veces enlace covalente
polar.
QUÍMICA CUARTO 87
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EL ENLACE QUÍMICO
Es un dato experimental que los átomos se unen entre si. La fuerza que
mantiene unidos a los átomos se llama “enlace químico”
¿Por qué se unen? Las pistas que fueron teniendo los químicos:
Todos los átomos del mismo grupo tenian las mismas valencias y
propiedades químicas semejantes. Pronto cayeron en la cuenta que eso se
debía a que todos ellos tenian el mismo nº de e- en el ultimo nivel.
Be, Mg, Ca,... Ultimo nivel ns2/ Valencia +2
Los gases nobles prácticamente no se combinan con ningun otro
elemento. Eso nos hace pensar que su configuración es estable.
Los químicos llegaron a la conclusión de que los átomos se unen para
adquirir una configuración más estable que es la configuración de gas noble.
Na 1s22s22p63s1 Pierde con facilidad ese e- y pasa a tener la
configuración electrónica del Ne.
Decimos que el sodio pierde 1e- para estabilizarse, y su valencia es +1.
Se llaman electrones de valencia de un átomo a los electrones del
último nivel.
DIAGRAMAS DE LEWIS
Consiste en representar un átomo por medio de su símbolo rodeado
por los electrones del último nivel, que pueden ser representados con aspas,
puntos,... en vez de Configuración electrónica.....
; ;
El modelo del enlace iónico (kössel, 1916)
Los químicos trataron de explicar como y porque se producían las
uniones entre átomos. El primer modelo generalmente aceptado fue el de
kössel.
Afirmaciones, postulados:
1º Explica como se unen los átomos de un metal y de un no metal. 2º El metal pierde electrones para adquirir una Configuración electrónica
de gas noble y se convierte en CATION. El no metal adquiere electrones y forma una configuración electrónica de gas noble y se convierte en ANION.
QUÍMICA CUARTO 88
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3º La fuerza del enlace ionico (la unión entre ellos) se debe a la fuerza de atracción entre la carga + del cation y la carga – del anion. Representa mediante diagramas de lewis el enlace ionico del cloruro sodico.
antes despues
Electrovalencia1Cl1Na
-
El modelo del enlace covalente (lewis, 1923)
Con el modelo del enlace ionico solo podíamos explicar como se
unían los metales con los no metales, pero existen muchos compuestos que
se unen los metales entre si.
Existe el cloro, sabían que era Cl2, Cl.-Cl., pero esa unión Cl.-Cl. no se podía
explicar con el modelo del enlace ionico. Entonces para explicar las uniones
entre dos no metales, lewis introdujo el modelo del enlace covalente.
1º El enlace covalente se produce entre dos no metales. 2º Los dos átomos no metálicos comparten un par de e- procedentes uno
de cada átomo. Ese par de e- se mueven alrededor de los núcleos de ambos y así adquieren la Conf. de gas noble.
En diagramas de lewis
Los dos e- comunes se mueven alrededor de los dos núcleos.
3º La fuerza del enlace covalente se debe a la fuerza de atracción
eléctrica entre las cargas + de los 2 núcleos y el par común de e-. Por medio del enlace covalente, al unirse los átomos se forman moléculas.
Covalencia: La covalencia de un átomo es igual al nº de enlaces covalentes
que forma.
La covalencia del Cl. en Cl2 (Cl.-Cl.) Cov Cl = 1
El par común de e- del enlace covalente se suele representar también por un
trazo o guión.
QUÍMICA CUARTO 89
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Ejemplos: el enlace covalente del H2S:
= H-S-H Covalencia1H2S
Enlaces covalentes dobles
1º Enlace simple = un par de e- compartidos.
2º Enlace doble = dos pares de e- compartidos.
3º Enlace triple = tres pares de e- compartidos. 4º
QUÍMICA CUARTO 90
Centro Educativo KINAL
-- NNOOMMEENNCCLLAATTUURRAA YY FFOORRMMUULLAACCIIÓÓNN --
NOMENCLATURA: Conjunto de reglas que otorga un nombre unívoco que
diferencia cada uno de los compuestos.
FORMULACIÓN: Conjunto de reglas que otorga una fórmula a cada uno de los
compuestos.
VALENCIA: Es el número de átomos de hidrógeno que se combinan con 1 átomo
de ese elemento químico.
H2O Valencia del oxígeno 2
NH3 Valencia del nitrógeno 3
CH4 Valencia del carbono 4
Nº DE OXIDACIÓN: Es la carga que debería estar presente en un átomo de ese
elemento químico si los electrones de los enlaces
perteneciesen al elemento más electronegativo.
QUÍMICA CUARTO 91
Centro Educativo KINAL
NOMENCLATURA
N. Vulgar O3: Ozono NH3: Ozono
Vocablo genérico
N. Clásica-Funcional Ácido sulfúrico (H2SO4) Vocablo específico
N. Sistemática Nombra lo que se escribe N. Stock
COMPUESTOS BINARIOS X+m Y-n Xn Ym
Si Y es oxígeno (O-2) 1. Nomenclatura Clásica-Funcional
a) Si X es un metal; Metal de transición o semimetal Nombre del metal
Óxido oso
Raíz de X +
Ico
El número de oxidación más bajo con oso el otro con ico
Na2O Na+1O-2: Óxido de Sodio
CaO Ca+2O-2: Óxido de calcio
QUÍMICA CUARTO 92
Centro Educativo KINAL
FeO Fe+2O-2: Óxido Ferroso
Fe2O3 Fe+3O-2: Óxido Férrico
b) Si X es un no-metal (óxidos ácidos) hipo oso
Anhídrido +Raíz de X+
per ico
Cl+1O-2 Cl2O: Anhídrido hipocloroso
Cl+3O-2 Cl2O3: Anhídrido cloroso
Cl+5O-2 Cl2O5: Anhídrido clórico
Cl+7O-2 Cl2O7: Anhídrido perclórico
Si hay sólo 3 se quita el “per - X – ico”
Si hay 2 se quitan los prefijos
Si hay 1 se pone con “ico”
2. Nomenclatura Sistemática
X2Om Prefijo Numeral (m) OXIDO (di) nombre de X
Cl2O: Óxido de dicloro ó Monóxido de dicloro
Cl2O3: Trióxido de dicloro
Cl2O5: Pentaóxido de dicloro
Cl2O7: Heptaóxido de dicloro
3. Nomenclatura de Stock Óxido de nombre de X [Nº de oxidación de X (Nº romanos)]
Fe+3O-2 Fe2O3: Óxido de hierro (III)
Fe+2O-2 FeO: Óxido de hierro (II)
Na+1O-2 Na2O: Óxido de Sodio (I) Se puede omitir el (I)
Si Y no es Oxígeno XnYm
1. Nomenclatura Clásica-Funcional (Casos) FeCl2: Cloruro Ferroso
FeCl3: Cloruro Férrico
QUÍMICA CUARTO 93
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NaCl: Cloruro de Sodio
HCl: Ácido Clorhídrico
HBr: Ácido Bromhídrico Grupo 7
HI: Ácido Yodhídrico
H2O: Agua (No ácido)
H2S: Ácido Sulfhídrico Grupo 6
2. Nomenclatura Sistemática Prefijo numeral (m) raíz de Y +URO de prefijo (n) nombre de X
Fe Cl3: Tricloruro de hierro
Na2S: Sulfuro de disodio
Fe2S3: Trisulfuro de dihierro
NaCl: Cloruro de Sodio
HCl: Cloruro de Hidrógeno
3. Nomenclatura de Stock Nº Romanos Raíz de Y + URO de nombre de X (Nº de oxidación de X)
FeCl3: Cloruro de hierro (III)
Ag2S: Sulfuro de plata (I)
HCl: Cloruro de hidrógeno
QUÍMICA CUARTO 94
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Compuestos
Todos los compuestos deben ser eléctricamente neutros.
Sistemas
Stock, Clásico y Estequiométrico
Clásico:
Valencia mayor – ICO
Valencia menor – OSO
Y solo existe si el elemento tiene dos números de valencia.
Stock:
Se le coloca el número de valencia en números romanos encerrados entre
paréntesis.
Estequiométrico:
Se nombran según esta tabla:
# - Prefijo
1 - mono
2 - bi-di
3 - tri
4 - tetra
5 - penta
6 - exa
7- hepta
8 - octa
9 – nona
10 – deca
QUÍMICA CUARTO 95
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Óxidos Básicos
Se forman de la combinación de un elemento metálico con el oxígeno, si el
compuesto no existe, no se escribe en ninguno de los tres sistemas.
Anhídridos
Se forman de la combinación de un elemento no metálico con el oxígeno.
Para que sea un anhídrido debe cumplir los requisitos de congruencia. Si el
número de valencia u oxidación es un número par y está ubicado en la
columna par entonces forma un anhídrido. Si el número de valencia u
oxidación es par y está en una columna impar forma un óxido indiferente. Si
el número de valencia es impar y se ubica en una columna impar se forma
un anhídrido, si el número de valencia es impar y se ubica en una columna
par se obtiene un óxido indiferente.
En los anhídridos solamente se utiliza el sistema clásico combinando
número de valencia u oxidación.
Ejemplos:
1) S1O3 = SO3
Anhídrido sulfúrico
2) P1O2 = PO2
Óxido Indiferente
3) Cl2O7 = Cl2O7
Anhídrido perclórico
QUÍMICA CUARTO 96
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Hidrácidos
Se forman de la combinación del hidrógeno con un elemento no metálico.
También se les conoce como ácidos binarios, estos compuestos utilizan la
terminación: Hídrico porque son ácidos en solución acuosa (agua).
H+NM
Hidruros
Se forman de la combinación de un elemento metálico y el hidrógeno, pero
con valencia negativa. Para este tipo de compuestos si se utilizan los tres
sistemas al nombrarlos.
M+H-1
Sales Binarias
Se forman de la combinación de un elemento metálico combinado con un
elemento no metálico, el número de valencia u oxidación de un no metal se
obtiene de efectuar la diferencia entre la columna a la cual pertenece y la
regla del octeto derivada de la estructura de Lewis. Las sales binarias
también se pueden nombrar en los tres sistemas.
M+NM
Al nombrar las sales binarias siempre se utilizará la terminación “URO”
Nota: La columna IA trabaja el nombre del metal precedido de “DE” o con
terminación “ICO”. En este caso el metal es el que se toma en cuenta para el
número de valencia.
QUÍMICA CUARTO 97
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Ejercicio # 1 Dado la formula de
los siguientes compuestos
determine el nombre.
I SERIE
1) SmO
2) RuO4
3) SeO3
4) BeO
5) Fe2O3
6) I2O
7) MnO2
8) VO3)
9) CO2)
10)NO
11)TeO
12)CuO
13)FeO
II SERIE: Dado el nombre de los siguientes compuestos determine la
formula.
1) OXIDO RADICO
2) OXIDO COBALTOSO
3) ANHIDRIDO BROMICO
4) ANHIDRIDO FOSFORICO
5) OXIDO DE URANIO (V)
6) VOXIDO EUROPICO
7) ANHIDRIDO HIPOSULFUROSO
8) ANHIDRIDO HIPOYODICO
QUÍMICA CUARTO 98
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EJERCICIO # 2
I SERIE Dado la formula de los siguientes compuestos determine el
nombre.
1) MnO3
2) UO2
3) SO2
4) Cl2O3
5) BeO
6) Fe2O3
7) CO2
8) PO2
9) MoO2
10)At2O7
Hoja de Trabajo
Nombre los siguientes compuestos en los tres sistemas si es factible.
1) BeO
2) FeO
3) TeO
4) At2O7
5) HCl
6) H3P
7) Ca2C
8) SmSe
9) NaH
10)MnH7
11)Tc2O7
12)Tc2Te7
QUÍMICA CUARTO 99
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Dado el nombre de los siguientes compuestos escriba la fórmula.
1) ÓXIDO AURICO
2) ÓXIDO DE OSMIO (II)
3) ANHIDRIDO CARBONICO
4) ANHIDRIDO PERASTATICO
5) ÁCIDO SULFURICO
6) ÁCIDO CARBONHIDRICO
7) HIDRURO FÉRRICO
8) HIDRURO CUPROSO
9) BROMURO DE PLUTONIO (IV)
10)YODURO TITANICO
QUÍMICA CUARTO 100
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II SERIE
1) OXIDO PLUMBICO
2) OXIDO AUROSO
3) ANHIDRIDO CARBONOSO
4) ANHIDRIDO FOSFOROSO
5) OXIDO DE PLUTONIO (VI)
6) OXIDO DE TRACEODIMICO
7) Oxido Aurico
8) ANHIDRIDO PERCLORICO
9) OXIDO DE RUTENIO (VIII)
10) Anhídrido Fosforico
QUÍMICA CUARTO 101
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QUÍMICA CUARTO 102
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III unidad
COMPUESTOS TERNARIOS
BASES O HIDRÓXIDOS
X+m (OH)-1m X= Metal, metal de transición o semimetal
(OH)- ANIÓN Grupo hidróxido (hidroxi)
NOMENCLATURA
1. Nomenclatura Clásica de nombre X
HIDRÓXIDO oso (Nº de oxidación + bajo)
de RAIZ X
ico (Nº de oxidación + alto)
Na+1
(OH)- Na(OH) Na OH: Hidróxido de Sodio
Ca+2
(OH)- Ca (OH)2: Hidróxido de Calcio
Fe+2
(OH)- Fe (OH)2: Hidróxido ferroso
Fe+3
(OH)- Fe (OH)3: Hidróxido férrico
2. Nomenclatura Sistemática Prefijo (m) HIDRÓXIDO nombre de X
Na OH: Hidróxido de Sodio
Ca (OH)2: Dihidróxido de Calcio
QUÍMICA CUARTO 103
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Fe (OH)2: Dihidróxido de hierro
Fe (OH)3: Trihidróxido de hierro
3. Nomenclatura de Stock Nº Romanos HIDRÓXIDO de nombre de X (Nº de oxidación)
Na OH: Hidróxido de Sodio
Ca (OH)2: Hidróxido de Calcio (II) Se puede omitir xq. el
calcio solo tiene un nº
de oxidación
Fe (OH)2: Hidróxido de hierro (II)
Fe (OH)3: Hidróxido de hierro (III)
OXÁCIDOS (ÁCIDOS)
H+1pX
+mqO
-2r p+q·m= 2r
X es un no-metal
HNO3 H+1
N+5
O-2
3: 1+1·m= -6 -5= m·1 m= 5
H2SO4 HS+6
O-2
4: xq. 2+1·m= -8-6= m·1 m= 6
HClO4 HCl+7
O-2
4
H2Cr2O7 H2Cr+6
2O-2
7: 7· (-2)= 14 Hace falta algo que multiplicado
por 6 y sumado 2 de 14
QUÍMICA CUARTO 104
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NOMENCLATURA
1. Nomenclatura ClásicaFormación: Anhídrido + agua
a. Elemento (X) en un estado de oxidación (+)
Ácido Raíz de X + ico
b. Elemento (X) en 2 estados de oxidación (+)
oso (Nº de oxidación + bajo)
Ácido Raíz de X
ico (Nº de oxidación + alto)
c. Elemento (X) en 3 estados de oxidación (+)
Ácido hipo Raíz de X + oso
Ácido Raíz de X + oso
Ácido Raíz de X + ico
d. Elemento (X) en 4 estados de oxidación (+)
Ácido hipo Raíz de X + oso
Ácido Raíz de X + oso
Ácido Raíz de X + ico
Ácido per Raíz de X + ico
Cl2O Anhídrido hipocloroso + H2O H2Cl2O2 HClO:
Ácido hipocloroso
Cl2O3 Anhídrido cloroso + H2O H2Cl2O4- HClO2
Ácido cloroso
QUÍMICA CUARTO 105
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Cl2O5 Anhídrido clórico + H2O H2Cl2O6 HClO3
Ácido clórico
Cl2O7 Anhídrido perclórico + H2O H2Cl4O8 HClO4
Ácido perclórico
*** Se cambia el vocablo anhídrido por ácido ***
SO2 + H2O H+1
2S+4
O-2
3 H2SO3: Ácido Sulfuroso
SO3 + H2O H+1
2S+6
O-2
4 H2SO4: Ácido Sulfúrico
CO2 + H2O H2CO3: Ácido Carbónico
ÁCIDOS (OXÁCIDOS)
HClO Ácido hipocloroso La misma fórmula con:
HClO2Ácido cloroso Bromo: Br
HClO3Ácido clórico Yodo: I
HClO4Ácido perclórico
H2SO3Ácido sulfuroso
H2SO4Ácido sulfúrico
HNO2Ácido nitroso
HNO3Ácido nítrico
H3PO3Ácido fosforoso
H3PO4Ácido fosfórico
QUÍMICA CUARTO 106
Centro Educativo KINAL
H2CO3Ácido carbónico
H4SiO4Ácido silícico
H2CrO4Ácido crómico
H2Cr2O7Ácido dicrómico
H2MnO4Ácido mangánico
HMnO4Ácido permangánico
QUÍMICA CUARTO 107
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HClO2 (ClO2)- Ion clorito
Quitamos hidrógeno
H2SO4 (SO4)-2 Ion sulfato
SALES (Catión)+mp (Anión)-n
q
HClO (ClO)-1
: Ion hipoclorito
HClO2 (ClO2)-1
: Ion clorito
HClO3 (ClO3)-1
: Ion clorato
HClO4 (ClO4)-1
: Ion perclorato
H2SO3 (SO3)-2
: Ion sulfito
H2SO4 (SO4)-2
: Ion sulfato
HNO2 (NO2)-1
: Ion nitrito
HNO3 (NO3)-1
: Ion nitrato
H3PO3 (PO3)-3
: Ion fosfito
H3PO4 (PO4)-3
: Ion fosfato
H2CO3 (CO3)-2
: Ion carbonato
H4SiO4 (SiO4)-4
: Ion silicato
QUÍMICA CUARTO 108
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H2CrO4 (CrO4)-2
: Ion cromato
H2Cr2O7 (Cr2O7)-2
: Ion dicromato
H2MnO4 (MnO4)-2
: Ion manganato
HMnO4 (MnO4)-1
: Ion permanganato
NOMENCLATURA DE LAS SALES
Nomenclatura Clásica oso
Nombre del Anión de nombre del Catión
ico
NaClO3Clorato de Sodio
K2SO4 Sulfato de Potasio
Fe+2
(IO4)2 Periodato ferroso
Fe2 (SO4)3: Fe+3
(SO4)-2 Sulfato férrico
Nomenclatura Clásica – Stock (Nº ROMANOS) Nombre del Anión de nombre del Catión (Nº de oxidación del
Catión)
Fe2 (SO4)3 Sulfato de Hierro (III)
Fe2 (IO4)2 Periodato de Hierro (II)
K2SO4 Sulfato de Potasio.
QUÍMICA CUARTO 109
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Hidróxidos (óxido básico + Agua)
Son compuestos ternarios que se forma de hidratar un Óxidos Básico con
Agua. Se pueden escribir en los 3 sistemas, siguiendo las bases de óxido
básico.
Ejemplos:
Mg (OH)2
Mg2 (OH)-1 Hidróxido de Magnesio
Mg (OH)2 Hidróxido de Monomagneso
Mg2 O2 + 2H2O Hidróxido de Magnesio (II)
Mg(OH)2
W3O2 + 3H2O
WO3 H6 Hidróxido de Monovolframio
W (O3H6) Hidróxido de Volframio (VI)
Fe2O3 + 3H2O
Fe2 O6 H6 Hidróxido Férrico
QUÍMICA CUARTO 110
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Fe O3 H3 Hidróxido de Monohierro
Fe (OH)6 Hidróxido de Hierro (III)
Tc2O7 + H2O
Tc2O7 + 7(H2O) Hidróxido de Tecnicico
Tc2O14 H14 Hidróxido de Monotecnicio
Tc O7 H7 Hidróxido de Tecnicio (VII)
Tc(OH)7
Oxácidos (Anhídrido + Agua)
Son compuestos ternarios que se forman de la hidratación de Anhídridos,
siguen la misma regla que se utiliza en los Anhídridos.
QUÍMICA CUARTO 111
Centro Educativo KINAL
Ejemplos:
Cl7O2 + H2O
Cl2O7 + H2O Acido Perclórico
H2 Cl2 O8
H Cl O4
P5 O
2 + H2O
P2 O5 + 3(H2O) Acido Fosfórico
H6 P2 O8
H3P O4
C4O2 + H2O
C O2 + H2O Acido Carbónico
C O3 H2
H2CO3
S2O2 + H2O
S O + H2O Acido Hiposulfuroso
SO2H2
H2SO2
QUÍMICA CUARTO 112
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Oxisales M+ (Ión Poliatómico)
Son compuestos Ternarios que se forma de un metal combinado con un ion
poliatómico que es un derivado de un oxácido, el oxácido es derivado de un
anhídrido + H2O. El ion poliatómico por su congruencia con los anhídridos
sirve de base para nombrar los iones poliatómicos y la sustitución es la
terminación oso por “ito” e ico por “ato”.
Oxisal ----- Oxácido----- Anhídrido (NM+O)
Ejemplos:
Clorato de Potasio
Cl2 O5 + H2O Clorato de Potasio
Cl2 O6 H2 Ión Poliatómico Monoclorato de monopotasio
H Cl O3 Clorato de Potasio (I)
K+ (Ión Poliatómico)
K (ClO3)
QUÍMICA CUARTO 113
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Carbonato de Sodio Decahidratado
C4 O2 + H2O
C O2 + H2O Carbonato de Sodio
Decahidratado
C O3 H2 Ión Poliatómico Carbonato de Bisodio
Decahidratado
H2 C O3 Carbonato de Sodio (I)
Na + (CO3) 2
Na2CO3 X 10 H2O
Masa molecular
La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces mayor es la
masa de una molécula de una sustancia con respecto a la unidad de masa
molecular, aunque son cosas distintas. La fórmula para calcular es: masa
molecular = masa atómica de A * nº de átomos de A + masa atómica de B * nº de
átomos de B,... hasta que no queden más átomos diferentes.
La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que
componen la molécula. Así, en el caso de la masa molecular del agua (H2O), su
masa molecular sería: masa atómica de H (1.00797u) * nº de átomos de H (2) +
masa atómica de O (15.9994u) * nº de átomos de O (1) -->
2x1.00797u+15.9994u=18.01534u
La masa molecular, al igual que la masa atómica, es expresada en unidades de
masa atómica: Umas (u)
QUÍMICA CUARTO 114
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Fórmula química
(Redirigido desde Composición química)
Diferentes fórmulas del peróxido de hidrógeno: empírica molecular y
semidesarrollada.
La fórmula química es la representación de los elementos que forman
un compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número de átomos que
forman una molécula. También puede darnos información adicional como la
manera en que se unen dichos átomos mediante enlaces químicos e incluso su
distribución en el espacio. Para nombrarlas, se emplean las reglas de
la nomenclatura química . Existen varios tipos de fórmulas químicas:1
Fórmula empírica
Fórmula empírica
La fórmula empírica indica el tipo de átomos presentes en un compuesto y la
relación entre el número de átomos de cada clase. Siempre indica las
proporciones enteras más pequeñas entre los átomos de cada clase.2 En
compuestos covalentes, se obtiene simplificando los subíndices de la fórmula, si
ello es posible, dividiéndolos por un factor común. Así la fórmula empírica de
la glucosa es CH2O, lo cual indica que por cada átomo de C, hay dos átomos
de H y un átomo de O. Los subíndices siempre son números enteros y si es igual
a 1, no se escribe.
QUÍMICA CUARTO 115
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Red iónica del hidruro de magnesio.
En compuestos iónicos la fórmula empírica es la única que podemos conocer, e
indica la proporción entre el número de iones de cada clase en la red iónica. En el
hidruro de magnesio, hay dos iones hidruro (bolas blancas, en el diagrama) por
cada ion magnesio (bolas verdes), luego su fórmula empírica es MgH2.
En compuestos no-estequiométricos, como ciertos minerales, los subíndices pueden ser
números decimales. Así, el óxido de hierro (II) tiene una fórmula empírica que varía entre
Fe0,84O y Fe0,95O,lo que indica la presencia de huecos, impurezas y defectos en la red.
Fórmula molecular
La fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en un compuesto molecular, y el
número de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular en
compuestos covalentes. Así la fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6, lo cual indica
que cada molécula está formada por 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos de O,
unidos siempre de una determinada manera.
Fórmula semidesarrollada
La fórmula semidesarrollada es similar a la anterior pero indicando los enlaces
entre los diferentes grupos de átomos para resaltar, sobre todo, los grupos
funcionales que aparecen en la molécula. Es muy usada en química orgánica,
donde se puede visualizar fácilmente la estructura de la cadena carbonada y los
diferentes sustituyentes. Así, la glucosa tendría la siguiente fórmula
semidesarrollada:
QUÍMICA CUARTO 116
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CH2OH − CHOH − CHOH − CHOH − CHOH − CHO
Fórmulas desarrolladas de la D-glucosa y el D-glucopiranósido.3
Fórmula desarrollada
La fórmula desarrollada es más compleja que la fórmula semidesarrollada. Indica
todos los enlaces representados sobre un plano cartesiano, que permite observar ciertos
detalles de la estructura que resultan de gran interés.
Fórmula estructural
La fórmula estructural es similar a las anteriores pero señalando la geometría
espacial de la molécula mediante la indicación de distancias, ángulos o el empleo
de perspectivas en diagramas bi- o tridimensionales.4
QUÍMICA CUARTO 117
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Fórmulas de Lewis de algunas especies químicas.
Fórmula de Lewis
La fórmula de Lewis, diagramas de Lewis o estructura de Lewis de una molécula
indica el número total de átomos de esa molécula con sus respectivos electrones
de valencia (representados por puntos entre los átomos enlazados o por una rayita
por cada par de electrones).5 No es recomendable para estructuras muy
complejas.
En un diagrama 2D, se aprecia la orientación de los enlaces usando símbolos
especiales. Una línea continua representa un enlace en el plano; si el enlace está
por detrás, se representa mediante una línea de puntos; si el enlace está por
delante, se indica con un símbolo en forma de cuña triangular. A veces se
emplean otro tipo de convenios o proyecciones para grupos de compuestos
específicos (proyección de Newman, diagramas de Tollens, etc.). En los
diagramas adjuntos, se observan algunos de estas fórmulas estructurales.
QUÍMICA CUARTO 118
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α-D-glucosamina.
También hay diagramas 3D como la estructura o fórmula de esqueleto (o de líneas
y ángulos).
A veces, se prefiere el uso de modelos moleculares en 3D, como:
Modelo de esqueleto, de armazón: no se dibujan los átomos de C e H.
Modelo de bolas y barras, o de bolas y varillas.
Modelo de bolas, compacto o espacial sólido.
Modelos poliédricos: los átomos se representan por tetraedros,
octaedros... que se unen por sus vértices y permiten ciertos giros o
torsiones.
Son numerosas las aplicaciones informáticas para crear estructuras (ChemDraw),
y visualizarlas (Jmol). Permiten dibujar, rotar estas estructuras y observarlas
desde distinto puntos de vista.
mol
Para otros usos de este término.
Mol
Estándar: Unidades básicas del Sistema
Internacional
Magnitud: Cantidad de sustancia
Símbolo: Mol
Expresada
en:
1 mol =
Cantidad: 6,022 141 79 (30) × 1023
El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una
de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de
Unidades.
QUÍMICA CUARTO 119
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Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y
considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen,
se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas
entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en
12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad
de sustancia y su interpretación es motivo de debates,1 aunque normalmente se
da por hecho que se refiere al número de entidades, como parece confirmar la
propuesta de que a partir del 2011 la definición se base directamente en el número
de Avogadro (de modo similar a como se define el metro a partir de la velocidad
de la luz).2
El número de unidades elementales –
átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos
específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una
constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta
cantidad es llamada número de Avogadro (NA)3 y equivale a:
3
Historia
Dado el tamaño extremadamente pequeño de las unidades fundamentales, y su
número inmensamente grande, es imposible contar individualmente las partículas
de una muestra. Esto llevó a desarrollar métodos para determinar estas
cantidades de manera rápida y sencilla.
Si tuviésemos que crear una unidad de cantidad de sustancia hoy en día,
seguramente se utilizaría la "Tera-partícula" (1012 partículas) o algo similar. Sin
embargo, dado que el mol se ha definido hace ya tiempo y en otro contexto de
investigación, se han utilizado diferentes métodos. El primer acercamiento fue el
QUÍMICA CUARTO 120
Centro Educativo KINAL
de Joseph Loschmidt, intentando contabilizar el número de moléculas en un
centímetro cúbico de sustancias gaseosas bajo condiciones normales de presión y
temperatura.
Los químicos del siglo XIX usaron como referencia un método basado en el peso y
decidieron utilizar unos patrones de masa que contuviesen el mismo número de
átomos o moléculas. Como en las experiencias de laboratorio se utilizan
generalmente cantidades del orden del gramo, definieron los términos átomo-
gramo, molécula-gramo, fórmula-gramo, etc. Actualmente estos términos no se
usan y han sido sustituidos por el mol.
Más adelante el mol queda determinado como el número de moléculas
H2 existentes en dos gramos de hidrógeno, lo que da el peculiar número de
6,022 141 79 (30) × 1023 al que se conoce como número de Avogadro.
Además hay que tener claro que esta fórmula se usa sólo cuando nos pidan
calcular cierta cantidad de algo que compone un elemento.
Aclaraciones
Dado que un mol de moléculas H2 equivale a 2 gramos de hidrógeno, un mol de
átomos H será entonces un gramo de este elemento. O sea que en un gramo de
hidrógeno hay 6,02214179 (30) × 1023 átomos.
Para evitar ambigüedades, en el caso de sustancias macroelementales conviene
por lo tanto indicar, cuando sea necesario, si se trata de átomos o de moléculas.
Por ejemplo: "un mol de moléculas de nitrógeno" (N2) equivale a 28 g de nitrógeno.
O, en general, especificar el tipo de partículas o unidades elementales a que se
refiere.
El mol se puede aplicar a las partículas, incluyendo los fotones, cuya masa es
nula. En este caso, no cabe establecer comparaciones basadas en la masa.
En los compuestos iónicos también puede utilizarse el concepto de mol, aun
cuando no están formados por moléculas discretas. En ese caso el mol equivale al
término fórmula-gramo. Por ejemplo: 1 mol de NaCl (58,5 g) contiene NA iones
Na+ y NA iones Cl–, donde NA es el número de Avogadro.
Por ejemplo para el caso de la molécula de agua
Se sabe que en una molécula de H2O hay 2 átomos de hidrógeno y un
átomo de oxígeno.
QUÍMICA CUARTO 121
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Se puede calcular su Mr(H2O) = 2 × Ar(H) + Ar(O) = 2 × 1 + 16 = 18, o
sea Mr(H2O) = 18 uma.
Se calcula la masa molecular absoluta = 18 × 1,66 × 10-24g = 2,99 × 10-
23g.
Se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O contiene
18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).
En un mol de agua hay 6,02214179 (30) × 1023 moléculas de H2O, a la
vez que:
En un mol de agua hay 2 × 6,02214179 (30) × 1023 átomos de H (o sea 2
moles de átomos de hidrógeno) y 6,02214179 (30) × 1023 átomos de O (o
sea 1 mol de átomos de oxígeno).
Equivalencias
1 mol es equivalente a 6,02214179 (30) × 1023 unidades elementales.
La masa de un mol de sustancia, llamada masa molar, es equivalente a
la masa atómica o molecular (según se haya considerado un mol de
átomos o de moléculas) expresada en gramos.
1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 °C de temperatura y
1 atm de presión; y de 22,7 L si la presión es de 1 bar (0,9869 atm).
El número n de moles de átomos (o de moléculas si se trata de un
compuesto) presentes en una cantidad de sustancia de masa m, es:
Donde M es la masa atómica (o molecular, si se trata de un compuesto).
LA MATERIA EN LAS REACCIONES
Las reacciones químicas son procesos de cambio de unas sustancias en otras.
De acuerdo con la teoría atómica de la materia se explican como el resultado de
un reagrupamiento de átomos para dar nuevas moléculas. Las sustancias que
participan en una reacción química y las proporciones en que lo hacen, quedan
expresadas en la ecuación química correspondiente, que sirve de base para la
realización de diferentes tipos de cálculos químicos.
QUÍMICA CUARTO 122
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La naturaleza es dinámica. Tanto la materia viva como la inerte sufren
continuamente procesos de transformación, de los cuales los más
importantes son los que afectan a su constitución. La formación de las
rocas, la erosión química de las aguas, el nacimiento de una planta o la
respiración de un mamífero son procesos observables que suponen
cambios de unas sustancias en otras. Todos ellos, más allá de sus
diferencias, tienen algo en común: implican transformaciones a escala
molecular, que son las responsables de los cambios materiales
observables a simple vista.
LAS REACCIONES QUÍMICAS
Conceptos fundamentales
Una molécula de una determinada sustancia pura constituye el
representante elemental de dicha sustancia, es decir, la cantidad más
pequeña de ella que posee todas sus propiedades químicas. Cuando una
sustancia dada, bajo ciertas condiciones, se transforma en otra u otras
con diferentes propiedades, se ha de pensar que algo ha ocurrido a nivel
molecular.
De forma espontánea unas veces y provocada otras, los átomos, que en
número y proporciones fijas forman unas moléculas determinadas, pueden
desligarse unos de otros por rotura de sus enlaces y reunirse nuevamente
de diferente manera, dando lugar, por tanto, a nuevas moléculas. El efecto
conjunto de estas transformaciones moleculares se traducirá en un
cambio observable de sustancia o cambio químico. Dicho proceso de
transformación recibe el nombre de reacción química. Con frecuencia,
sustancias formadas por iones participan en las reacciones químicas. En
tales casos, las moléculas de la descripción anterior deben ser
consideradas realmente como agregados iónicos.
QUÍMICA CUARTO 123
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En las reacciones químicas las sustancias iniciales se denominan
reactivos y las finales productos; el proceso de transformación se
representa mediante las llamadas ecuaciones químicas de la forma:
Tanto los reactivos como los productos se escriben mediante sus
fórmulas correspondientes. La flecha indica el sentido de la
transformación. Si es posible conviene indicar en la ecuación química el
estado físico de reactivos y productos, el cual se suele expresar mediante
las siguientes abreviaturas situadas a continuación de la fórmula química:
(s) sólido, (l) líquido, (g) gas, (aq) solución acuosa
Cada uno de los símbolos químicos que aparecen en la ecuación no sólo
constituye la abreviatura del nombre del elemento correspondiente, sino
que además representa un átomo de dicho elemento. Análogamente
sucede con la fórmula de un compuesto, la cual designa a dicho
compuesto y muestra los átomos (o los iones) que componen su molécula
(o su agregado iónico elemental) así como la relación numérica entre ellos.
Esta forma simbólica de escribir las reacciones químicas constituye, por
tanto, la descripción de las transformaciones a nivel molecular que
aquéllas implican. La representación visual de tales procesos puede
efectuarse recurriendo a modelos o construcciones mediante esferas que
reproducen la estructura aproximada de la molécula o del agregado iónico
en cuestión. En este tipo de modelos, cada esfera, con su correspondiente
color, representa un átomo o un ion y el conjunto describe la forma
exterior de la molécula o del agregado iónico.
QUÍMICA CUARTO 124
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Tipos de reacciones químicas
El reagrupamiento que experimentan los átomos de los reactivos en una
transformación química puede ser de diferentes tipos. He aquí algunos de
ellos:
a) Reacciones de síntesis. Se caracterizan porque los productos son
sustancias más complejas, desde un punto de vista químico, que los
reactivos. La formación de un compuesto a partir de sus elementos
correspondientes es el tipo de reacción de síntesis más sencilla. Así, el
cobre, a suficiente temperatura, se combina con el azufre para formar
sulfuro de cobre (I) según la reacción:
b) Reacciones de descomposición. Al contrario que en las reacciones de
síntesis, los productos son en este caso sustancias más sencillas que los
reactivos. Así, cuando el carbonato de cobre se calienta fuertemente se
descompone según la reacción:
c) Reacciones de desplazamiento. Tienen lugar cuando siendo uno de los
reactivos una sustancia simple o elemento, actúa sobre un compuesto
desplazando a uno de sus elementos y ocupando el lugar de éste en la
correspondiente molécula. Así las reacciones de ataque de los metales por
los ácidos llevan consigo la sustitución del hidrógeno del ácido por el
metal correspondiente. Tal es el caso de la acción del ácido clorhídrico
sobre limaduras de hierro que tiene lugar en la forma:
QUÍMICA CUARTO 125
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d) Reacciones de doble descomposición. Se producen entre dos
compuestos y equivalen a un intercambio o sustitución mutua de
elementos que da lugar a dos nuevas sustancias químicamente análogas a
las primeras. Así el sodio desplaza a la plata en el nitrato de plata, pero es
a su vez desplazado por aquélla en el cloruro de sodio:
APLICACIÓN: CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS (II)
Cuando se vierte ácido clorhídrico sobre limaduras de cinc, se produce la
siguiente reacción con desprendimiento de hidrógeno gaseoso:
Determinar qué volumen de hidrógeno, medido en condiciones normales, se
recogerá cuando son atacados 30 g de Zn. ¿Cuántas moléculas de
hidrógeno estarán contenidas en dicho volumen?
Para ajustar la reacción bastará en este caso multiplicar por 2 el HCI:
QUÍMICA CUARTO 126
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De ella se deduce que por cada mol de átomos de Zn se producirá un mol de
moléculas de H2, pues la relación entre sus respectivos coeficientes es de
1:1. Pero un mol de átomos de Zn tiene una masa igual a un átomo-gramo de
dicho metal, esto es, a 65,4 g. Asimismo, un mol de H2 ocupa 22,4 I en
condiciones normales, luego estableciendo la siguiente relación de
proporcionalidad:
Resulta:
Recordando ahora que un mol de cualquier sustancia contiene 6,02 · 1023
moléculas, la segunda parte del problema se resuelve recurriendo ahora a la
proporcionalidad entre volumen y número de moles:
QUÍMICA CUARTO 127
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ECUACIONES QUÍMICAS
El balance de materia en las reacciones químicas
Partiendo de la ley de conservación de la masa y de su relación con la
teoría atómica de la materia permiten enfocar el estudio de las reacciones
químicas como si se tratara de un balance entre átomos de una misma
especie.
Para que dicho balance cuadre, se han de introducir, con frecuencia,
algunos coeficientes numéricos que permiten igualar el número de átomos
de cada elemento a uno y otro lado de la flecha. Cuando esto se consigue
se dice que la reacción química está ajustada, lo que significa que puede
ser considerada, en sentido estricto, como una igualdad o ecuación
química.
Dado que las masas de los diferentes átomos son conocidas, las
ecuaciones ajustadas se convierten, en primer término, en relaciones entre
las masas de sustancias que intervienen en la reacción. Ello hace posible
la realización de cálculos químicos precisos sobre la base que
proporcionan las ecuaciones químicas ajustadas, sus símbolos y sus
coeficientes numéricos. Así, la reacción de descomposición del óxido de
cobre (II) una vez ajustada es:
QUÍMICA CUARTO 128
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e indica que por cada dos moléculas de óxido de cobre (II) se forman dos
átomos de cobre y una molécula de oxígeno. Tratando dicha ecuación
química como si de una ecuación matemática se tratara, es posible
multiplicar ambos miembros por un mismo número N sin que se altere la
igualdad, es decir:
Si N representa el número de Avogadro NA o número de partículas que
componen un mol, entonces la ecuación anterior puede interpretarse en
términos de moles; dos moles de CuO se descomponen en dos moles de
Cu y un mol de O2. Por tanto los coeficientes de una ecuación química
ajustada representan también la proporción en número de moles, de
reactivos y productos que participan en la reacción.
Cuando las sustancias son gaseosas, de acuerdo con la hipótesis de
Avogadro, cada mol equivale a un volumen de sustancia de 22,4 litros
medidos en condiciones normales de presión y temperatura. Ello significa
que, junto con cálculos de masas, es posible efectuar cálculos de
volúmenes en aquellos casos en que intervengan sustancias gaseosas.
El ajuste de las ecuaciones químicas
El conocimiento de cuestiones tales como qué productos cabe esperar a
partir de unos reactivos determinados, qué reactivos darán lugar a ciertos
productos o incluso si una reacción dada es o no posible, son cuestiones
que se aprenden con la práctica. Sin embargo, conocidos los reactivos y
los productos, el ajuste de la reacción correspondiente constituye una
mera consecuencia de la ley de Lavoisier de conservación de la masa.
Además ésta es una operación previa a la realización de muchos de los
problemas de química básica.
QUÍMICA CUARTO 129
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Uno de los procedimientos habituales empleados para ajustar una
reacción química puede describirse en los siguientes términos:
1. Se escribe la reacción química en la forma habitual:
2. Se cuenta el número de átomos de cada elemento en uno y otro
miembro de la ecuación. Si son iguales para cada uno de los elementos
presentes, la ecuación está ajustada.
3. Si no es así, será preciso multiplicar las fórmulas de los reactivos y
productos por ciertos coeficientes tales que produzcan la igualdad
numérica deseada. La búsqueda de este conjunto de coeficientes puede
hacerse mediante tanteos. No obstante, este procedimiento de ensayo y
error no siempre es efectivo y puede ser sustituido por otro más
sistemático, que equivale a plantear un sistema de ecuaciones con dichos
coeficientes como incógnitas.
Tomando como ejemplo de referencia la reacción de combustión del
propano:
Pasos a seguir:
QUÍMICA CUARTO 130
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a) Se fijan unos coeficientes genéricos a, b, c, d:
b) Se impone la ley de conservación de la masa a nivel atómico, para lo
cual se iguala, para cada elemento diferente, el producto de su subíndice
por su coeficiente, en ambos miembros de la ecuación química:
Para el C 3a = c
Para el H 8a = 2d
Para el O 2b = 2c + d
c) Se resuelve el sistema. Si, como en el ejemplo, el número de
coeficientes es superior en una unidad al de elementos, entonces se iguala
cualquiera de ellos a uno. Si una vez resuelto el sistema, los coeficientes
resultantes fueran fraccionarios, se convierten en enteros multiplicando
todos ellos por su mínimo común denominador:
a = 1 b = 5 c = 3 d = 4
d) Se sustituyen los valores en la ecuación de partida y se comprueba que
el ajuste es correcto mediante el correspondiente recuento de átomos de
cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación química:
QUÍMICA CUARTO 131
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Estequiometría
En química, la estequiometría es el cálculo entre relaciones cuantitativas entre
los reactantes y productos en el transcurso de una reacción química.1 2 Estas
relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente
se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según
distintas leyes y principios.
El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremías Benjamín
Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente
manera:
«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o
relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una
reacción química)».
Una reacción química se produce cuando hay una modificación en la identidad
química de las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar
a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción química,
los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.
A escala microscópica una reacción química se produce por la colisión de las
partículas que intervienen ya sean moléculas, átomos o iones, aunque puede
producirse también por el choque de algunos átomos o moléculas con otros tipos
de partículas, tales como electrones o fotónes. Este choque provoca que las
uniones que existían previamente entre los átomos se rompan y se facilite que se
formen nuevas uniones. Es decir que, a escala atómica, es un reordenamiento de
los enlaces entre los átomos que intervienen. Este reordenamiento se produce por
desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, sin
embargo los átomos implicados no desaparecen, ni se crean nuevos átomos. Esto
es lo que se conoce como ley de conservación de la masa, e implica los dos
principios siguientes:
QUÍMICA CUARTO 132
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El número total de átomos antes y después de la reacción química no
cambia.
El número de átomos de cada tipo es igual antes y después de la
reacción.
En el transcurso de las reacciones químicas las partículas subatómicas tampoco
desaparecen, el número total de protones, neutrones y electrones permanece
constante. Y como los protones tienen carga positiva y los electrones tienen carga
negativa, la suma total de cargas no se modifica. Esto es especialmente
importante tenerlo en cuenta para el caso de los electrones, ya que es posible que
durante el transcurso de una reacción química salten de un átomo a otro o de una
molécula a otra, pero el número total de electrones permanece constante. Esto
que es una consecuencia natural de la ley de conservación de la masa se
denomina ley de conservación de la carga e implica que:
La suma total de cargas antes y después de la reacción química
permanece constante.
Las relaciones entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados
dependen directamente de estas leyes de conservación, y por lo tanto pueden ser
determinadas por una ecuación (igualdad matemática) que las describa. A esta igualdad
se le llama ecuación estequiométrica.
Ecuaciones químicas
Una ecuación química es una representación escrita de una reacción química. Se
basa en el uso de símbolos químicos que identifican a los átomos que intervienen
y como se encuentran agrupados antes y después de la reacción. Cada grupo de
átomos se encuentra separado por símbolos (+) y representa a las moléculas que
participan, cuenta además con una serie de números que indican la cantidad de
átomos de cada tipo que las forman y la cantidad de moléculas que intervienen, y
con una flecha que indica la situación inicial y la final de la reacción. Así por
ejemplo en la reacción:
QUÍMICA CUARTO 133
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Tenemos los grupos de átomos (moléculas) siguientes:
O2
H2
H2O
El subíndice indica la atomicidad, es decir la cantidad de átomos que forma cada
agrupación de átomos (molécula). Así el primer grupo, representa a una molécula
que está formada por 2 átomos de oxígeno, el segundo a una molécula formada
por 2 átomos de hidrógeno, y el tercero representa a un grupo de dos átomos de
hidrógeno y uno de oxígeno, es decir a la molécula agua.
Los números que van por delante, se llaman coeficientes e indican molecularidad,
es decir la cantidad de cada tipo de moléculas que interviene. Así por ejemplo la
expresión:
O2
Debe leerse como 1(O2) es decir, un grupo de moléculas de oxígeno. Y la
expresión:
2H2O
Debe leerse como 2(H2O), es decir dos grupos o moléculas, cada uno de los
cuales se encuentra formado por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
Finalmente vemos que H2 y O2 se encuentran en la situación "antes de", es decir
del lado de los reactivos y H2O se encuentra en la situación de "después de", es
decir del lado de los productos. La ecuación completa debería leerse así:
«Una molécula de oxígeno diatómico (O2) reacciona químicamente con dos
moléculas de Hidrógeno diatómico (2H2) para formar dos moléculas de agua
(2H2O)»
Balance de materia
Se dice que una ecuación química se encuentra ajustada, equilibrada o
balanceada cuando respeta la ley de conservación de la materia, según la cual la
cantidad de átomos de cada elemento debe ser igual del lado de los reactivos
(antes de la flecha) y en lado de los productos de la reacción (después de la
flecha).
QUÍMICA CUARTO 134
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Para balancear una ecuación, se deben ajustar los coeficientes, y no los
subíndices. Esto es así porque cada tipo de molécula tiene siempre la misma
composición, es decir se encuentra siempre formada por la misma cantidad de
átomos, si modificamos los subíndices estamos nombrando a sustancias
diferentes:
H2O es agua común y corriente, pero H2O2 es peróxido de hidrógeno una
sustancia química totalmente diferente. Al modificar los coeficientes sólo estamos
diciendo que ponemos más o menos de tal o cual sustancia.
Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina
con oxígeno molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua.
(H2O). La reacción sin ajustar será:
En esta ecuación, las incógnitas son a, b, c y d, que son los
denominados coeficientes estequiométricos. Para calcularlos, debe tenerse en
cuenta la ley de conservación de la materia, por lo que la suma de los átomos de
cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción.
Existen tres métodos principales para balancear una ecuación estequiométrica,
que son, el método de tanteo, el método algebraico y el método de ion-electrón
para ecuaciones de tipo redox.
Método por tanteo
El método de tanteo se basa simplemente en modificar los coeficientes de uno y
otro lado de la ecuación hasta que se cumplan las condiciones de balance de
masa. No es un método rígido, aunque tiene una serie de delineamientos
principales que pueden facilitar el encontrar rápidamente la condición de igualdad.
Se comienza igualando el elemento que participa con mayor estado de
oxidación en valor absoluto.
Se continúa ordenadamente por los elementos que participan con
menor estado de oxidación.
Si la ecuación contiene oxígeno, conviene balancear el oxígeno en
segunda instancia.
Si la ecuación contiene hidrógeno, conviene balancear el hidrógeno en
última instancia.
QUÍMICA CUARTO 135
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En el ejemplo, se puede observar que el elemento que participa con un estado de
oxidación de mayor valor absoluto es el carbono que actúa con estado de
oxidación (+4), mientras el oxígeno lo hace con estado de oxidación (-2) y
el hidrógeno con (+1).
Comenzando con el carbono, se iguala de la forma más sencilla posible, es decir
con coeficiente 1 a cada lado de la ecuación, y de ser necesario luego se corrige.
Se continúa igualando el oxígeno, se puede observar que a la derecha de la
ecuación, así como está planteada, hay 3 átomos de oxígeno, mientras que a la
izquierda hay una molécula que contiene dos átomos de oxigeno. Como no se
deben tocar los subíndices para ajustar una ecuación, simplemente añadimos
media molécula más de oxígeno a la izquierda:
O lo que es lo mismo:
Luego se iguala el hidrógeno. A la izquierda de la ecuación hay dos átomos de
hidrógeno, mientras que a la derecha hay cuatro. Se añade un coeficiente 2 frente
a la molécula de agua para balancear el hidrógeno:
El hidrógeno queda balanceado, sin embargo ahora se puede observar que a la
izquierda de la ecuación hay 3 átomos de oxígeno (3/2 de molécula) mientras que
a la derecha hay 4 átomos de oxígeno (2 en el óxido de carbono (II) y 2 en las
moléculas de agua). Se balancea nuevamente el oxígeno agregando un átomo
más (1/2 molécula más) a la izquierda:
O lo que es lo mismo:
QUÍMICA CUARTO 136
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Ahora la ecuación queda perfectamente balanceada. El método de tanteo es útil
para balancear rápidamente ecuaciones sencillas, sin embargo se torna
sumamente engorroso para balancear ecuaciones en las cuales hay más de tres o
cuatro elementos que cambian sus estados de oxidación. En esos casos resulta
más sencillo aplicar otros métodos de balanceo.
Método algebraico
El método algebraico se basa en el planteamiento de un sistema de ecuaciones en
la cual los coeficientes estequiométricos participan como incógnitas, procediendo
luego a despejar estas incógnitas. Es posible sin embargo que muchas veces
queden planteados sistemas de ecuaciones con más incógnitas que ecuaciones,
en esos casos la solución se halla igualando a cualquiera de los coeficientes a 1 y
luego despejando el resto en relación a él. Finalmente se multiplican todos los
coeficientes por un número de modo tal de encontrar la menor relación posible
entre coeficientes enteros.
En el ejemplo:
Para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los reactivos y 2·d átomos
en los productos. De esta manera se puede plantear una condición de
igualdad para el hidrógeno:
Hidrógeno: 4·a = 2·d
Y procediendo de la misma forma para el resto de los elementos
participantes se obtiene un sistema de ecuaciones:
Hidrógeno: 4·a = 2·d
Oxígeno: 2·b = 2·c + d
Carbono: a = c
Con lo que tenemos un sistema lineal de tres ecuaciones con cuatro incógnitas
homogéneo:
QUÍMICA CUARTO 137
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Al ser un sistema homogéneo tenemos la solución trivial:
Pero podemos buscar una solución mejor, la primera ecuación la podemos
simplificar dividiéndola por dos:
Si, la tercera ecuación, la cambiamos de signo, la multiplicamos por dos y le
sumamos la primera tendremos:
Pasando d al segundo miembro, tenemos:
Con lo que tenemos el sistema resuelto en función de d:
Se trata en encontrar el menor valor de d que garantice que todos los coeficientes
sean números enteros, en este caso haciendo d= 2, tendremos:
QUÍMICA CUARTO 138
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Sustituyendo los coeficientes estequimétricos en la ecuación de la reacción, se
obtiene la ecuación ajustada de la reacción:
Ésta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para
dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.
Al fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás pueden obtenerse
valores racionales no enteros. En este caso, se multiplican todos los coeficientes
por el mínimo común múltiplo de los denominadores. En reacciones más
complejas, como es el caso de las reacciones redox, se emplea el método del ion-
electrón.
Coeficiente estequiométrico
Es el coeficiente de una especie química que le corresponde en una ecuación
química dada. En el ejemplo anterior:
El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el
del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros,
aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números
fraccionarios. Es el número de moles de cada sustancia.
Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el
ejemplo CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.
Mezcla, proporciones y condiciones estequiométricas
Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus
coeficientes estequiométricos se dice:
La mezcla es estequiométrica;
Los reactivos están en proporciones estequiométricas;
La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;
Las tres expresiones tienen el mismo significado.
En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se
consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos
correspondientes.
QUÍMICA CUARTO 139
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Si no en esta forma, existirá el reactivo limitante que es el que está en menor
proporción y que con base en él se trabajan todos los cálculos.
Ejemplo
¿Qué cantidad de oxígeno es necesaria para reaccionar con 100
gramos de carbono produciendo dióxido de carbono?
Masa atómica del oxígeno = 15,9994.
Masa atómica del carbono = 12,0107.
La reacción es:
Para formar una molécula de dióxido de carbono,
hacen falta un átomo de carbono y dos de oxígeno,
o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol
de oxígeno.
Despejando x:
Realizadas las operaciones:
Cálculos estequiométricos
Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que
hay entre las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas
relaciones están indicadas por los subíndices numéricos que aparecen en las
fórmulas y por los coeficientes. Este tipo de cálculos es muy importante y se
utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las
sustancias químicas en la industria. Los cálculos estequiométricos requieren una
unidad química que relacione las masas de los reactantes con las masas de los
productos. Esta unidad química es el mol.
QUÍMICA CUARTO 140
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Balanceo de Ecuaciones Químicas
Para la estructura y escritura de las ecuaciones químicas se debe conocer
los reactivos y los productos de un cambio químico a través de una
ecuación química balanceada que no es otra cosa que un planteamiento
simbólico para mostrar en un planteamiento simbólico para mostrar en
forma cualitativa (calidad) y cuantitativa (cantidad) lo que está sucediendo
una reacción química. Para escribir ecuaciones químicas se debe seguir
algunos pasos sugeridos.
Determinar la correcta identidad de los reactivos y productos.
Encontrar las formulas moleculares, correcta de todas las
substancias. Escribir las formulas moleculares de los reactivos y
separarlos por medio de un signo + (mas).
Indicar el estado físico de los reactivos, utilizando la siguiente
notación.
Gas (g)
Liquido (l)
Solido (S)
Acuoso (aq) o (ac)
Escribir las formulas de los productos, explicando su estado físico,
separarlas utilizando el signo +.
La ecuación química que resulta de los anteriores pasos puede ahora
ser balanceada.
En virtud de la ley de la conservación de la masa y la energía, debe haber la
misma cantidad de átomos de cada elemento en el lado de los reactivos y en
el lado de los productos.
Balancear una ecuación es únicamente un procedimiento de ensayo y error.
Es una buena técnica balancear primero todos los elementos dejando para el
final el hidrógeno y el oxigeno. Algunas ecuaciones son muy difíciles de
balancear y se requiere de otras técnicas especiales.
Ejemplos: Método Tanteo
QUÍMICA CUARTO 141
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El oxigeno puede prepararse por calentamiento de clorato de Potasio y los
productos son el oxigeno y el cloruro de Potasio. Escribir la ecuación
balanceada de esta reacción química
K (ClO3) ------- KCl + O2
2K(ClO3) ------- 2KCl + 3O2
En una reacción química el hierro reacciona con ácido clorhídrico
produciendo cloruro férrico he hidrógeno
Fe + HCl -------- FeCl3 + H2
2Fe + 6HCl -------- 2FeCl3 + 3H2
Al combinar Hidróxido de Sodio acuoso con Acido Sulfhídrico gaseoso
produce Sulfururo Sódico + Agua.
NaOH + H2O + H2S ------------- Na2S + H2O
2NaOH + H2S ------------- Na2S + 2H2O
QUÍMICA CUARTO 142
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Al combinar Acido Clorhídrico con Hidróxido Sódico se obtiene Cloruro
Sódico acuoso + agua liquida
HCl + NaOH -------- NaCl + H2O
HCl + NaOH -------- NaCl + H2O
Ejemplos: Método Algebraico
A B C D
Ba(NO3)2 + Na2CO3 ---------- BaCO3 + NaNO3
Ba A = C A = 1
N 2A = D B = 1
O 6A + 3B = 3C + 3D C = 1
Na 2B = D D = 2
C B = C
Ba(NO3)2 + Na2CO3 ---------- BaCO3 + 2NaNO3
A B C D
Al + AgNO3 ----------- A(NO3)3 + Ag
Al A = C A = 1
Ag B = D B = 3
N B =3C C = 1
O 3B = 9C D = 3
Al + 3AgNO3 ----------- A(NO3)3 + 3Ag
QUÍMICA CUARTO 143
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El oxigeno puede prepararse por calentamiento del Clorato de Potasio y los
Productos son Oxigeno y Cloruro de Potasio
Cl5O2 + H2O K(ClO3) --------- O2 + KCl
Cl2 O5 + H2O
H2Cl2O6 2K(ClO3) --------- 3O2 + 2KCl
HClO3
K(ClO3)
Reactivo limitante
El reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química determina,
o limita, la cantidad de producto formado.
Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometría se emplea para saber
los moles de un producto obtenidos a partir de un número conocido de moles de
un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la
ecuación balanceada.
Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se
encuentran en cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones
que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se
consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción.
El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que
la cantidad de éste determina la cantidad total de producto formado. Cuando este
reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen
parcialmente son los reactivos en exceso.
La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante
se denomina rendimiento teórico de la reacción.
QUÍMICA CUARTO 144
Centro Educativo KINAL
El concepto de reactivo limitante permite a los químicos asegurarse de que un
reactivo, el más costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una
reacción, aprovechándose así al máximo.
Método 1
Este método se basa en la comparación de la proporción de cantidades de
reactivo con la relación estequiométrica. Así, dada la ecuación general:
Siendo X e Y reactivos, Z productos y a, b y c, sus respectivos coeficientes
estequiométricos.
Si < entonces X es el reactivo limitante.
Si > entonces Y es el reactivo limitante.
Ejemplo
La ecuación balanceada para la oxidación del monóxido de carbono a dióxido
de carbono es la siguiente:
Si se tienen 4 moles de monóxido de carbono y tres moles de oxígeno,
¿cuál es el reactivo limitante?
Aplicando el procedimiento anterior tenemos que
< , Por lo tanto CO es el reactivo limitante. En efecto, cuatro
moles de CO sólo necesitan dos moles de O2 para reaccionar, por lo que
un mol de O2 quedará como exceso una vez finalizada la reacción.
Este procedimiento puede hacerse extensivo a reacciones químicas con
más de dos reactivos aplicando la fórmula:
para todos los reactivos. El reactivo con el cociente más bajo es el
reactivo limitante.
QUÍMICA CUARTO 145
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Método 2
Este método consiste en el cálculo de la cantidad esperada de producto
en función de cada reactivo.
Se permite que reaccionen 3g de dióxido de silicio y 4,5g de carbono a
altas temperaturas, para dar lugar a la formación de carburo de silicio
según la ecuación:
Para encontrar el reactivo limitante debemos comparar la cantidad
de producto que se obtiene con la cantidad dada de reactivo por
separado. El reactivo que produzca la menor cantidad de producto
es el reactivo limitante.
El reactivo limitante es, en este caso, el dióxido de silicio.
QUÍMICA CUARTO 146
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QUÍMICA CUARTO 147
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IV Unidad
Molaridad
Calcular cuantos ml de HCl a 0.125M reaccionan con 0.5g de Ca2C contenido
en una tableta antiácida.
Molaridad = moles de soluto
Litro de solución
M = moles 0.125M2 = 0.125 moles de HCl
L L solución
0.5g de CaCo3
Ca = 40.08 g/mol
C = 12.011 g/mol
+ O = 15.9994 g/mol X 3 = 47.9982
100.0892 g/mol
QUÍMICA CUARTO 148
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0.500g CaCo3 * 1 mol de CaCo3 * 2mol HCl * L HCl *
1000ml de =
100.0892 g/mol 1 mol de CaCo3 0.125moles de HCl 1L
HCl
80ml de HCl de la solución de HCl especificada reaccionaron con los 0.5g de
Carbonato de Calcio de la tableta antiácida.
PRESION
Presión = Fuerza Presión es inversamente
Área proporcional al volumen
Presión = 1 atmosfera = 760mmHg = 760 Torr
P1 V1 = P2
V2
QUÍMICA CUARTO 149
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Ley de Robert Boyle
Plantea que el volumen de una cantidad de gas dado una temperatura
constante varia inversamente con la presión entonces la ley de Boyle puede
expresarse matemáticamente con la siguiente formula
Po Vo = Pf
Vf
QUÍMICA CUARTO 150
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Ejemplo:
En un globo, una muestra de Helio gaseoso, se comprime de 4000m a
2500cm3 a temperatura constante. Si la presión del gas es de 210Kpascales
cuando el volumen equivale a 4000ml;
Cual será la presión a 2,500cm3
Determine la presión de la respuesta anterior en ml de Mercurio, en
Torr y en unidades Británicas
Datos
Vo = 4000ml Vo = 4L Po = 210Kpascales Po =
210,000pascales
Vf = 2500ml Vf = 2.5L Pf = ?
1atm = 760mmHg = 760 Torr 1atm = 1.013 X 105 N/m2 1atm = 14.5969
lb/plg2
Po Vo = Pf Pf = (4L)( 210,000pa) =
336Kpascales
Vf 2.5L
Po Vo = Pf
Vf
QUÍMICA CUARTO 151
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336,000 Pa * 1 atm = 3.3268atm
1.013 X 105 Pa
3.3268 atm * 760 mmHg = 2520.83mmHg = 2520.83Torr
1 atm
3.3268 atm * 14.5969 psi = 48.56096692 psi
1 atm
Ley de Charles
Estudia la relación entre el volumen y la temperatura. En sus experimentos
observo que cuando la temperatura aumenta también se incrementa el
volumen de una muestra de gas cuando la presión se mantiene constante.
Esta propiedad se puede explicar mediante la teoría Cinética molecular; a
mayor temperatura las partículas de gas se mueren con más rapidez
golpeándose entre si y chocando con las paredes del recipiente con mayor
frecuencia y fuerza. Para que la presión se mantenga constante, el volumen
debe aumentar de manera que las partículas tengan que recorrer más
distancia antes de golpear las paredes. Al tener mayor Distancia se reduce la
Frecuencia de choque de las partículas con las paredes del recipiente.
Charles plantea que el volumen de la masa de un gas es directamente
proporcional a su temperatura en Kelvin a presión constante, la ley de
Charles se puede expresar como:
QUÍMICA CUARTO 152
Centro Educativo KINAL
Ejemplo:
Una muestra de gas a 40⁰ C ocupa un volumen de 2,320cm3, si se aumenta la
temperatura a 75⁰ C. ¿Cuál será el volumen suponiendo que la presión
permanece constante?
Datos
Vo = 2320cm3 Vo = 2.32L To = 40⁰ C To = 313.15K
Vf = ? Tf = 75⁰ C Tf = 348.15K
1atm = 760mmHg = 760 Torr 1atm = 1.013 X 105 N/m2 1atm = 14.5969
lb/plg2
Vo = Vf
To
Tf
QUÍMICA CUARTO 153
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K = ⁰C + 273.15 = 40 + 273.15 = 313.15K
K = ⁰C + 273.15 = 75 + 273.15 = 348.15K
2,320 cm3 * 1ml * 1L = 2.32L
1cm3 1000ml
(Tf) Vo = Vf (348.15) (2.32) = 2.57930065464 cm3
To 313.15
Ley Gay Lussac
Joseph Gay Lussac exploró la relación entre la temperatura y presión de un
gas contenido en un volumen fijo. Descubrió qué existe una proporción
directa entre la temperatura en Kelvin y la presión.
Vo = Vf
To Tf
Po = Pf
To
Tf
QUÍMICA CUARTO 154
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Ejemplo
Una lata de 17onz de fijador en aerosol, cuya presión interna es de 850Torr a
21⁰ C, se arroja al fuego, que tiene una temperatura de 450⁰ C.
¿Qué presión se alcanzara si la lata no explota a esa temperatura?
Datos
To = 21⁰ C To = 394.15K Po = 850 Torr Po = 1.11842153
atm
Tf = 450⁰ C Tf = 723.15K Pf = ?
1atm = 760mmHg = 760 Torr 1atm = 1.013 X 105 N/m2 1atm = 14.5969
lb/plg2
K = ⁰C + 273.15 = 21 + 273.15 = 394.15K
QUÍMICA CUARTO 155
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K = ⁰C + 273.15 = 450 + 273.15 = 723.15K
850 Torr 1atm = 1.11842153 tam
760 Torr
(Tf) Po = Pf = (723.15)(1.11842153) = 2.05197647956
atm
To 394.15
2.05197647956 atm 1.013 X 105 Pa = 207,916.516791pa
1 atm
2.05197647956 atm 760 Torr = 1,559.50212447 Torr = 1,559.50212447
mmHg
1 atm
2.05197647956 atm 14.5969 lb/plg2 = 29.9524954745 lb/plg
2 (psi)
1 atm
Ley Combinada de Gases
Con respecto a cada ley de gases visto anteriormente, se mantuvo constante
la presión, el volumen o la temperatura. Junto con la cantidad de gas. En el
caso de una muestra específica de un gas, es posible relacionar las
variaciones de los valores iníciales y finales de presión, volumen y
temperatura en una sola ecuación.
Po = Pf
To
Tf
QUÍMICA CUARTO 156
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En esta ecuación se presentan 6 variables diferentes, en tanto se conozcan 5
de las 6 variables, se podrá determinar la cantidad faltante despejándola de
la ecuación.
Advierte que cuando las temperaturas To y Tf son iguales
(constantes), se eliminan de la ecuación, por lo cual esta
se reduce a la ley de Boyle. Cuando las presiones Po y Pf
son iguales, se eliminan y se reducen a la ley de Charles:
finalmente, cuando los Volúmenes Vo y Vf son iguales se
eliminan de la ecuación y se reduce a la ley de Gay Lussac. De este modo
cuando se trata de una muestra específica de un gas, cuya masa o número
de moles no cambia, la ecuación de la ley combinada de los gases permite
calcular cualquiera de las 6 variables, siempre y cuando los otros valores se
conozcan y permanezcan constantes.
Ejemplo
Un globo está lleno de Helio cuando está en el suelo a 22⁰C y a una presión
de 740 Torr. En estas condiciones su volumen es de 10mt3.
¿Cuál será su volumen en L a una altitud de 5.3Km donde la presión es de
370 Torr y la temperatura es de -23⁰C?
Datos
To = 22⁰C To = 295.15K Tf = -23⁰C Tf =250.15K
Po = 740 Torr Po = 0.97368421 atm Pf = 370 Torr Pf =0.486842105263
atm
Vo = 10m3 Vo = 10,000L Vf = ?
1atm = 760mmHg = 760 Torr 1atm = 1.013 X 105 N/m2 1atm = 14.5969
lb/plg2
Po Vo =
PfVf
To
Tf
QUÍMICA CUARTO 157
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K = ⁰C + 273.15 = 22 + 273.15 = 295.15K
K = ⁰C + 273.15 = 273.15 – 23 = 250.15K
740 Torr * 1 atm = 0.973684210526 atm
760 Torr
370 mmHg * 1 atm = 0.486842105263 atm
760mmHg
10m3 * 1000L = 10,000L
1m3
Po Vo = Pf Vf (Tf) Po Vo = Vf Vf = (250.15)(10,000)(0.973684210526) =
16.9507065m3
To Tf Pf To (0.486842105263)(295.15)
QUÍMICA CUARTO 158
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Ley de Avogadro
En la ley de Boyle, de Charles, de Gay Lussac y en la ley combinada de los
gases se han manejado variaciones de presión, volumen y temperatura, pero
en todos los casos se tenía una muestra determinada de un gas.
¿Qué ocurre si se modifica la cantidad de gas, esto es el número de
moléculas o moles de gas?
Cuando introducimos aire en un globo, este se expande. Aún más, los
experimentos a temperatura y presión constantes, muestran que, cuando el
número de moles de gas o moléculas de gas se duplica, el volumen de gas
también se duplica. Observamos sencillas como estas que llevaron al
Químico Italiano Amadeo Avogadro (2776-1856) a promover una importante
hipótesis de Avogadro en el año de 1811.
Volúmenes iguales de gases a la misma presión a la misma temperatura
contienen igual número de moléculas por consiguiente cuando se duplica el
volumen de un gas, también debe duplicarse el número de moléculas o el
número de moles de gas. Si la temperatura y la presión son constantes. La
Hipótesis de Avogadro conduce a una relación matemática llamada ley de
Avogadro que relaciona el volumen de gas y los moles. Entonces la ley de
Avogadro consiste en que el volumen de un gas a temperatura y presión
constantes, son directamente proporcional al número de moles.
V1 = V2 V = Volumen
N1 N2 N =
moles
QUÍMICA CUARTO 159
Centro Educativo KINAL
Ejemplo:
A cierta presión y temperatura, un trozo de 21g de Hielo seco sublima
totalmente, es decir, se trasforma directamente en gas. El CO2 gaseoso,
ocupa un volumen de 11.5L.
¿Cuál será el volumen de 1mol de gas a presión y temperatura constante?
Datos iníciales Datos Finales
Vo = 11.5L Vf = ?
No = 0.477166449291 g/mol Nf = 1 mol
No
C = 12.011 g/mol
+ O2 = 15.9994 g/mol 21g CO2 * 1 mol = 0.477166449291
g/mol
44.0098 g/mol 44.0098 g/mol CO2
V1 = V2 V2 = V1 * N2 = (11.5) (1) = 24.1006047619 L
N1 N2 N1 (0.477166449291)
QUÍMICA CUARTO 160
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Volumen Molar y Densidad de gases a TPE
Por lo regular, la densidad de los gases se informa en las publicaciones en gramos por Litro, a TPE recuerde que hay 6.022 * 1023 moléculas en 1 mol de cualquier substancia química, ya sea solida, liquida o gaseosa. Recuerde además que la masa de un mol (la masa molar) de un gas es el peso fórmula expresado en gramos. Si partimos de la masa molar (g/mol) y empleamos la densidad del gas a TPE en gramos por litro. Como factor de conversión, podemos averiguar cuantos litros ocupan un mol de gas a TPE.
Ejemplo:
La masa molar del N (g) es de 28 g/mol y su densidad a TPE es de 1.25 g/L.
¿Cuál será su volumen molar?
N2 = peso formula = 28.0138 g/mol
ρ N2 = 1.25 g/L
1
Solución:
28.0138 gramos * 1 L = 22.414 L/mol
Mol 1.25g
En el caso del oxigeno a TPE 1.43 g/L y la masa molar es de 32 g/mol.
¿cuál será se volumen molar?
N2 = peso formula = 32 g/mol
ρ N2 = 1.43 g/L
QUÍMICA CUARTO 161
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1
Solución
32 gramos 1L = 22.4 L/mol
Mol 1.43 g
Ley de Gases Ideales
Se define un gas ideal como un gas que se ajusta a la perfección a la ley de
gas ideal. Y a las demás leyes de los gases en todos las condiciones, y la
ecuación matemática es:
. Donde R es una constante = (0.0821)
¿Cuál es el volumen ocupado por 3 moles de N a 1520 Torr de presión y a O
⁰C?
PV =
nRT
QUÍMICA CUARTO 162
Centro Educativo KINAL
Datos
n = 3(moles de Nitrógeno)
P= 1520 Torr = 2 atm
R = 0.0821
T = 0 ⁰C = 273.15K
1520 Torr 1 atm = 2 atm
760 Torr
V = nRT = (3) (0.0821) (273.15) = 33.6384225
P
Resuelve los siguientes enunciados
1.- Una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm3 a una presión de 750
mm Hg. ¿Qué volumen ocupará a una presión de 1,2 atm. si la temperatura
no cambia?
2.- El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 200 cm3 a la
temperatura de 20ºC. Calcula el volumen a 90ºC si la presión permanece
constante.
3.- Una cierta cantidad de gas se encuentra a la presión de 790 mm Hg
cuando la temperatura es de 25ºC. Calcula la presión que alcanzará si la
temperatura sube hasta los 200ºC.
4.- Disponemos de un recipiente de volumen variable. Inicialmente presenta
un volumen de 500 cm3 y contiene 34 g de amoníaco. Si manteniendo
constante la P y la T, se introducen 68 g de amoníaco, ¿qué volumen
presentará finalmente el recipiente?
Ar (N)=14. Ar (H)=1.
5.- Un gas ocupa un volumen de 2 L en condiciones normales. ¿Qué
volumen ocupará esa misma masa de gas a 2 atm y 50ºC?
6.- Un recipiente cerrado de 2 L. contiene oxígeno a 200ºC y 2 atm. Calcula:
QUÍMICA CUARTO 163
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a) Los gramos de oxígeno contenidos en el recipiente.
b) Las moléculas de oxígeno presentes en el recipiente.
Ar(O)=16.
7.- Tenemos 4,88 g de un gas cuya naturaleza es SO2 o SO3. Para resolver la
duda, los introducimos en un recipiente de 1 L y observamos que la presión
que ejercen a 27ºC es de 1,5 atm. ¿De qué gas se trata?
Ar(S)=32.Ar(O)=16.
8.-Un mol de gas ocupa 25 L y su densidad es 1,25 g/l, a una temperatura y
presión determinadas. Calcula la densidad del gas en condiciones normales.
Conociendo el volumen que ocupa 1 mol del gas y su densidad, calculamos
la masa del mol:
11.Vm gllgm 25,3125./25,1 .
Como hemos calculado la masa que tienen un mol y sabemos que un mol de
cualquier gas ocupa 22,4 litros en c.n., podemos calcular su densidad:
lgl
g
V
m/40,1
4,22
25,31
2
2
9.- Un recipiente contienen 100 L de O2 a 20ºC. Calcula: a) la presión del O2,
sabiendo que su masa es de 3,43 kg. b) El volumen que ocupara esa
cantidad de gas en c.n.
a) Aplicamos la ecuación general de los gases PV=nRT pero previamente
calculamos los moles de gas:
QUÍMICA CUARTO 164
Centro Educativo KINAL
b) Para calcular el volumen que ocupan los 107,19 moles en c.n. podemos
volver a aplicar la ecuación PV=nRT con las c.n. o la siguiente proporción:
.2401;19,107
4,22
..1lX
X
moles
lsiempreocupa
ncengasdemol
10.- Calcula la fórmula molecular de un compuesto sabiendo que 1 L de su
gas, medido a 25ºC y 750 mm Hg de presión tiene una masa de 3,88 g y que
su análisis químico ha mostrado la siguiente composición centesimal: C,
24,74 %; H, 2,06 % y Cl, 73,20 %.
Ar(O)=16. Ar(H)=1. Ar(Cl)=35,5
11.- En un recipiente de 5 L se introducen 8 g de He, 84 g de N2 y 90 g de
vapor de agua.
Si la temperatura del recipiente es de 27ºC. Calcular: a) La presión que
soportan las paredes del recipiente. b) La fracción molar y presión parcial de
cada gas.
Ar (He) = 4; Ar (O) = 16; Ar (N) = 14; Ar (H) = 1.
12.- El aire contiene aproximadamente un 21 % de oxígeno, un 78 % de
nitrógeno y un 0,9 % de argón, estando estos porcentajes expresados en
masa. ¿Cuántas moléculas de oxígeno habrá en 2 litros de aire? ¿Cuál es la
presión ejercida si se mete el aire anterior en un recipiente de 0,5 l de
capacidad a la temperatura de 25 ºC?
La densidad del aire = 1,293 g/l.
Ar (O) = 16. Ar (N) =14. Ar (Ar) = 40.
molesmolg
gmolesden 19,107
/32
3430º
.75,25;293.
.082,0.19,107100.;... atmPK
molK
latmmoleslPTRnVP
QUÍMICA CUARTO 165
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QUÍMICA CUARTO 166
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V unidad
Química Nuclear
Las reacciones químicas tradicionales ocurren como resultado de la
interacción entre la valencia de electrones alrededor del núcleo del átomo. En
1896, Henri Becquerel, expandió el campo de la química para incluir los cambios
nucleares cuando descubrió que el uranio emitía radiación. Poco después del
descubrimiento de Becquerel, Marie Sklodowska Curie empezó a estudiar la
radioactividad y completó en gran medida el primer trabajo sobre cambios
nucleares. Curie descubrió que la radiación era proporcional a la cantidad
de elementos radioactivos presentes, y propuso que la radiación era una
propiedad de los átomos (al contrario a una propiedad química de un
compuesto). Marie Curie fue la primera mujer en ganar el Premio Nobel y la
primera persona en ganar dos (el primero, compartido con su esposo Pierre y
con Becquerel por descubrir la radioactividad; y el segundo por descubrir los
elementos radioactivos radio y polonio).
1. La Radiación Alpha ( es la emisión de una partícula alpha del núcleo
de un átomo. Una partícula contiene 2 protones y 2 neutrones (y
es similar a un núcleo He: ) Cuando un átomo emite una
partícula masa atómica del átomo disminuirá cuatro unidades
(ya que 2 protones y 2 neutrones están perdidos) y el número
atómico (z) disminuirá 2 unidades. Se dice que el elemento se
'transmuta' en otro elemento que es 2 z unidades más pequeño. Un
ejemplo de una transmutación tiene lugar cuando el uranio decae
hacia el elemento torio (Th) emitiendo una partícula alpha tal como
se ve en la siguiente ecuación:
238
92 U
4
2 He +
234
90 Th
(Nota: en la química nuclear, los símbolos de los elementos tradicionalmente van precedidos de su peso atómico (arriba a la derecha) y el número atómico (arriba a la izquierda)).
QUÍMICA CUARTO 167
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2. La Radiación Beta ( es la transmutación de un neutrón (seguido de
la emisión de un electrón del núcleo del átomo: ). Cuando un
átomo emite una partícula
que no hay cambio en el número total de partículas nucleares), sin
embargo el número atómico aumentará (porque el neutrón se
transmutó en un protón adicional). Un ejemplo de este descenso del
isótopo de carbón llamado carbón-14 en el elemento nitrógeno es el
siguiente:
14
6 C
0
-1 e +
14
7 N
3. La Radiación Gamma ( incluye la emisión
de energía electromagnética (similar a la energía proveniente de la
luz) de un núcleo de un átomo. Ninguna partícula es emitida durante
la radiación gamma, y por consiguiente la radiación gamma no causa
en sí misma la transmutación de los átomos. Sin embargo, la
radiación es emitida generalmente durante, y simultáneamente, a
la disminución radioactiva o Los rayos X, emitidos durante la
disminución beta del cobalto-60, son un ejemplo común de la
radiación gamma:
Termoquímica
La Termoquímica (del gr. thermos, calor y química) consiste en el estudio de las
transformaciones que sufre la energía calorífica en las reacciones químicas,
surgiendo como una aplicación de la termodinámica a la química.
Frecuentemente podemos considerar que las reacciones químicas se producen a
presión constante (atmósfera abierta, es decir, P=1 atm), o bien a volumen
constante (el del receptáculo donde se estén realizando).
Proceso a presión constante
El calor intercambiado en el proceso es equivalente a la variación de entalpía de la
reacción. qp = ΔrH
Proceso a volumen constante
El calor que se intercambia en estas condiciones equivale a la variación de
energía interna de la reacción. qv = ΔrU
QUÍMICA CUARTO 168
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Entalpía
Entalpía es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H, cuya
variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por
un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema puede
intercambiar con su entorno.
En la historia de la termodinámica se han utilizado distintos términos para denotar
lo que hoy conocemos como entalpía de un sistema. Originalmente se pensó que
la palabra "entalpía" fue creada por Émile Clapeyron y Rudolf Clausius a través de
la publicación de la relación de Clausius-Clapeyron en The Mollier Steam Tables
and Diagrams de 1827, pero el primero que definió y utilizó término "entalpía" fue
el holandés Heike Kamerlingh Onnes, a principios del siglo XX.1
En palabras más concretas, es una función de estado de la termodinámica donde
la variación permite expresar la cantidad de calor puesto en juego durante una
transformación isobárica (es decir, a presión constante) en un sistema
termodinámico (teniendo en cuenta que todo objeto conocido puede ser entendido
como un sistema termodinámico), transformación en el curso de la cual se puede
recibir o aportar energía (por ejemplo la utilizada para un trabajo mecánico). En
este sentido la entalpía es numéricamente igual al calor intercambiado con el
ambiente exterior al sistema en cuestión.
Usualmente la entalpía se mide, dentro del Sistema Internacional de Unidades,
en joules.
El caso más típico de entalpía es la llamada entalpía termodinámica. De ésta,
cabe distinguir la función de Gibbs, que se corresponde con la entalpía libre,
mientras que la entalpía molar es aquella que representa un mol de la sustancia
constituyente del sistema.
Calorimetría
Mediante la calorimetría se puede medir el calor en una reacción química o un
cambio físico usando un instrumento llamado calorímetro. Pero también se puede
emplear un modo indirecto calculando el calor que los organismos vivos producen
a partir de la producción de dióxido de carbono y de nitrógeno (urea en
organismos terrestres), y del consumo de oxígeno.
QUÍMICA CUARTO 169
Centro Educativo KINAL
donde
ΔU = cambio de energía interna
Como la presión no se mantiene constante, el calor medido no representa el
cambio de entalpía.
Calorimetría a presión constante
El calor medido es igual al cambio en la energía interna del sistema menos el
trabajo realizado:
Como la presión se mantiene constante, el calor medido representa el
cambio de entalpía.
Fisicoquímica
La Fisicoquímica (también llamada Química Física) es una rama de
la química que estudia la materia empleando conceptos físicos y químicos.
Según el renombrado químico estadounidense Gilbert Lewis, "la fisicoquímica es
cualquier cosa interesante", con lo cual probablemente se refería al hecho de que
muchos fenómenos de la naturaleza con respecto a la materia son de principal
interés en la fisicoquímica.
La fisicoquímica representa una rama donde ocurre un cambio de diversas
ciencias, como la química, la física, termodinámica, electroquímica y la mecánica
cuántica donde funciones matemáticas pueden representar interpretaciones a
nivel molecular y atómico estructural. Cambios en
la temperatura, presión, volumen, calor y trabajo en los sistemas, sólido, líquido,
gaseoso, se encuentran también relacionados a interacciones moleculares.
Electroquímica
QUÍMICA CUARTO 170
Centro Educativo KINAL
Michael Faraday, Químico inglés considerado el fundador de la
electroquímica actual.
Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la
energía eléctrica y la energía química.1 En otras palabras, las reacciones
químicas que se dan en la interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo,
que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito)
pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.2
Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de
potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio,
si la caída de potencial eléctrico, es creada como consecuencia de la reacción
química, se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también
llamado batería o celda galvánica.
Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre
moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la
electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los
procesos que generan electricidad o en caso contrario, son producidos como
consecuencia de ella.
En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan
reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o
temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico.
Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina
conocida como análisis potenciométrico.
QUÍMICA CUARTO 171
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Química orgánica
La Química Orgánica o Química del carbono es la rama de la química que
estudia una clase numerosa de moléculas que contienen carbono formando
enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno, también conocidos
como compuestos orgánicos. Friedrich Wöhler y Archibald Scott Couper son
conocidos como los "padres" de la química orgánica.
Alcano
El metano es el primer alcano.
Los alcanos son hidrocarburos, es decir que tienen solo átomos
de carbono e hidrógeno. La fórmula general para alcanos alifáticos (de cadena
lineal) es CnH2n+2, y para cicloalcanos es CnH2n. También reciben el nombre
de hidrocarburos saturados.
QUÍMICA CUARTO 172
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Los alcanos son compuestos formados solo por átomos de
carbono e hidrógeno, no presentan funcionalización alguna, es
decir, sin la presencia de grupos funcionales como el carbonilo (-
CO), carboxilo (-COOH), amida (-CON=), etc. La relación C/H es de
CnH2n+2 siendo n el número de átomos de carbono de la molécula,
(como se verá después esto es válido para alcanos de cadena
lineal y cadena ramificada pero no para alcanos cíclicos).
Abundancia de los alcanos en el universo
Alqueno
El alqueno más simple de todos es el eteno o etileno.
Los alquenos u olefinas son hidrocarburos insaturados que tienen uno o varios
dobles enlaces carbono-carbono en su molécula. Se puede decir que un alqueno
no es más que un alcano que ha perdido dos átomos de hidrógeno produciendo
como resultado un enlace doble entre dos carbonos. Los alquenos cíclicos reciben
el nombre de cicloalquenos.
QUÍMICA CUARTO 173
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Alquino
Modelo en tercera dimensión del acetileno.
El alquino más simple es el acetileno.
Los alquinos son hidrocarburos alifáticos con al menos un triple enlace -C≡C-
entre dos átomos de carbono. Se trata de compuestos metaestables debido a la
alta energía del triple enlace carbono-carbono. Su fórmula general es CnH2n-2.
Hidrocarburo aromático
Molécula de benceno, el compuesto aromático más reconocido.
QUÍMICA CUARTO 174
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Estructura
Resonancia del Benceno. Cada carbono tiene tres electrones enlazados y el cuarto
localizado gira alrededor del anillo.
Alcohol
Para otros usos de este término, véase Alcohol (desambiguación).
Grupo hidroxilo, característico de los alcoholes.
En química se denomina alcohol "toda sustancia pulverizada", "líquido destilado")
a aquellos compuestos químicos orgánicos que contienen un grupo hidroxilo (-OH)
en sustitución de un átomo de hidrógeno enlazado de forma covalente a un átomo
de carbono. Si contienen varios grupos hidroxilos se denominan poli alcoholes.
QUÍMICA CUARTO 175
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Los alcoholes pueden ser primarios, secundarios o terciarios, en función del
número de átomos de hidrógeno sustituidos en el átomo de carbono al que se
encuentran enlazado el grupo hidroxilo.
A nivel del lenguaje popular se utiliza para indicar comúnmente una bebida
alcohólica, que presenta etanol, con formula química CH3CH2OH.
Alcohol de botiquín
El alcohol de botiquín puede tener varias composiciones. Puede ser
totalmente alcohol etílico al 96º, con algún aditivo como el cloruro de
benzalconio o alguna sustancia para darle un sabor desagradable. Es lo que se
conoce como alcohol etílico desnaturalizado.Tambien se utilizan como
desnaturalizantes el ftalato de dietilo y el metanol, lo cual hace tóxicos a algunos
alcoholes desnaturalizados.
Si contiene solo etanol, se podría llegar a beber con los mismos efectos que una
bebida alcohólica. De hecho, en Suecia para comprar alcohol en una farmacia se
necesita receta médica, para controlar a los que podrían bebérselo. [cita requerida]
Otras composiciones: podría contener alcohol isopropílico, no es apto para
beberlo, pero puede ser más efectivo para el uso como secante.
Poliamidas
Existen poliamidas que contienen grupos amida. Algunos son sintéticos, como
el nailon, pero también se encuentran en la naturaleza, en las proteínas, formadas
a partir de los aminoácidos, por reacción de un grupo carboxilo de un aminoácido
con un grupo amino de otro. En las proteínas al grupo amida se le llama enlace
peptídico.
Ε-caprolactama
QUÍMICA CUARTO 176
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El nailon es una poliamida debido a los característicos grupos amida en la cadena
principal de su formulación. Por ejemplo, el nailon 6 se obtiene por polimerización
de la ε-caprolactama.
Nailon 6
Ciertas poliamidas del tipo nailon son la poliamida-6, la poliamida-11, la poliamida-
12, la poliamida-9,6, la poliamida-6,9, la poliamida-6,10 y la poliamida-6,12. Se
pueden citar como ejemplo de poliamidas no lineales los productos de
condensación de ácidos dimerizados de aceites vegetales con aminas.
Las proteínas, como la seda, a la que el nailon reemplazó, también son
poliamidas. Estos grupos amida son muy polares y pueden unirse entre sí
mediante enlaces por puente de hidrógeno. Debido a esto y a que la cadena del
nailon es tan regular y simétrica, los nailon son a menudo cristalinos, y forman
excelentes fibras.
Reacciones de amidas
Reacciones de amidas
Las principales reacciones de las amidas son:
Hidrólisis ácida o básica: La amida se hidroliza en
medio básico formando un carboxilato de metal o en
medio ácido formando un ácido carboxílico.
Deshidratación: En presencia de un deshidratante como cloruro de
tionilo o pentóxido de fósforo se produce un nitrilo.
Reducción: Las amidas pueden reducirse con hidruro de litio y
aluminio a aminas.
QUÍMICA CUARTO 177
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Transposición de Hofmann: En presencia de un halógeno en medio
básico se produce una compleja reacción que permite la obtención de
una amina con un carbono menos en su cadena principal.
Ejemplos de amidas
La acrilamida se emplea en distintas aplicaciones, aunque es más
conocida por ser probablemente carcinógena y estar presente en
bastantes alimentos al formarse por procesos naturales al cocinarlos.
Son fuente de energía para el cuerpo humano.
Pueden ser vitaminas en el cuerpo o analgesicos.
Importancia y usos
Las amidas son comunes en la naturaleza y se encuentran en sustancias como los
aminoácidos, las proteínas, el ADN y el ARN, hormonas, vitaminas.
Es utilizada en el cuerpo para la excreción del amoníaco (NH3)
Muy utilizada en la industria farmacéutica, y en la industria del nailon.
Polímero
El poliestireno es un polímero formado a partir de la unidad repetitiva
conocida como estireno.
Los polímeros son macromoléculas (generalmente orgánicas) formadas por la
unión de moléculas más pequeñas llamadas monómeros.
QUÍMICA CUARTO 178
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Un polímero no es más que una sustancia formada por una cantidad finita
de moléculas que le confieren un alto peso molecular que es una característica
representativa de esta familia de compuestos orgánicos. Posteriormente
observaremos las reacciones que dan lugar a esta serie de sustancias, no dejando
de lado que las reacciones que se llevan a cabo en la polimerización son aquellas
que son fundamentales para la obtención de cualquier compuesto orgánico.
El almidón, la celulosa, la seda y el ADN son ejemplos de polímeros naturales,
entre los más comunes de estos y entre los polímeros sintéticos encontramos
el nailon, el polietileno y la baquelita.
Polimerización
La reacción por la cual se sintetiza un polímero a partir de sus monómeros se
denomina polimerización. Según el mecanismo por el cual se produce la reacción
de polimerización para dar lugar al polímero, ésta se clasifica como
"polimerización por pasos" o como "polimerización en cadena". En cualquier caso,
el tamaño de la cadena dependerá de parámetros como la temperatura o el tiempo
de reacción, teniendo cada cadena un tamaño distinto y, por tanto, una masa
molecular distinta, de ahí que se hable de masa promedio del polímero.
Tipos de polimerización
Existen dos tipos fundamentales de polimerización:
Polimerización por condensación.
En cada unión de dos monómeros se pierde una molécula pequeña, por ejemplo
agua. Debido a esto, la masa molecular del polímero no es necesariamente un
múltiplo exacto de la masa molecular del monómero. Los polímeros de
condensación se dividen en dos grupos:
Los Homopolímeros.
Polietilenglicol
Siliconas
QUÍMICA CUARTO 179
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Los Copolímeros.
Baquelitas.
Poliésteres.
Poliamidas.
La polimerización en etapas (condensación) necesita al menos monómeros
bifuncionales. Deben de saber que los polímeros pueden ser maquinables.
Ejemplo: HOOC--R1--NH2
Si reacciona consigo mismo, entonces:
2 HOOC--R1--NH2 <----> HOOC--R1--NH· + ·OC--R1--NH2 + H2O <---->
HOOC--R1-NH--CO--R1--NH2 + H2O
Polimerización por adición.
En este tipo de polimerización a masa molecular del polímero es un múltiplo
exacto de la masa molecular del monómero.
Suelen seguir un mecanismo en tres fases, con ruptura hemolítica:
Iniciación: CH2=CHCl + catalizador ⇒ •CH2–CHCl•
Propagación o crecimiento: 2 •CH2–CHCl• ⇒ •CH2–CHCl–CH2–CHCl•
Terminación: Los radicales libres de los extremos se unen a impurezas
o bien se unen dos cadenas con un terminal neutralizado.
QUÍMICA CUARTO 180
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Tacticidad de poliestireno, atáctico, sindiotáctico, isotáctico.
La estructura puede ser lineal o también ramificada (aparte de poder
presentar entrecruzamientos). También pueden adoptar otras
estructuras, por ejemplo radiales.
Polimerización del estireno para dar poliestireno
n indica el grado de polimerización
Por otra parte, los polímeros pueden ser lineales, formados por una única
cadena de monómeros, o bien esta cadena puede presentar
ramificaciones de mayor o menor tamaño. También se pueden formar
entrecruzamientos provocados por el enlace entre átomos de distintas
cadenas.
La naturaleza química de los monómeros, su masa molecular y otras
propiedades físicas, así como la estructura que presentan, determinan
diferentes características para cada polímero. Por ejemplo, si un polímero
presenta entrecruzamiento, el material será más difícil de fundir que si no
presentara ninguno.
QUÍMICA CUARTO 181
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Los enlaces de carbono en los polímeros no son equivalentes entre sí,
por eso dependiendo del orden estereoquímica de los enlaces, un
polímero puede ser: atáctico (sin orden), isotáctico (mismo orden), o
sindiotáctico (orden alternante) a esta conformación se la
llama tacticidad. Las propiedades de un polímero pueden verse
modificadas severamente dependiendo de su estereoquímica.
En el caso de que el polímero provenga de un único tipo de monómero se
denomina homopolímero y si proviene de varios monómeros se
llama copolímero oheteropolímero. Por ejemplo, el poliestireno es un
homopolímero, pues proviene de un único tipo de monómero, el estireno,
mientras que si se parte de estireno y acrilonitrilo se puede obtener un
copolímero de estos dos monómeros.
En los heteropolímeros los monómeros pueden distribuirse de diferentes
maneras, particularmente para polímeros naturales, los monómeros
pueden repetirse de forma aleatoria, informativa (como en
los polipéptidos de las proteínas o en los polinucleótidos de los ácidos
nucleicos) o periódica, como en el peptidoglucano o en algunos
polisacáridos.
Los monómeros que conforman la cadena de un copolímero se pueden
ubicar en la cadena principal alternándose según diversos patrones,
denominándose copolímero alternante, copolímero en bloque, copolímero
aleatorio, copolímero de injerto. Para lograr este diseño, la reacción de
polimerización y los catalizadores deben ser los adecuados.
QUÍMICA CUARTO 182
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a) Homopolímero b) Copolímero alternante
c) Copolímero en bloque d) Copolímero aleatorio
e) Copolímero de injerto
Finalmente, los extremos de los polímeros pueden ser distintos que el
resto de la cadena polimérica, sin embargo es mucho más importante el
resto de la cadena que estos extremos debido a que la cadena es de una
gran extensión comparada con los extremos.
QUÍMICA CUARTO 183
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Glosario.
Absorción. Impregnación de un material sólido por un líquido o un gas.
La absorción de la luz consiste en la captura de fotones de energía E =
hv.
Ácido. Toda sustancia que en solución puede donar protones. El papel
tornasol azul se vuelve rojo al humedecerlo con una solución ácida.
Agente oxidante. Sustancia que provoca la oxidación de otra.
Corresponde a la sustancia que se reduce, es decir, la que gana
electrones en una reacción redox.
Agente reductor. Sustancia que provoca la reducción de otra.
Corresponde a la sustancia que se oxida, es decir, la que pierde
electrones en una reacción redox.
Alcalinos. Familia de elementos pertenecientes al grupo IA de la tabla
periódica, con excepción del hidrógeno. Reaccionan con el agua para
formar bases o álcalis.
Alcalino-térreos. Familia de elementos pertenecientes al grupo IIA de la
tabla periódica. Tienen propiedades como las de los alcalinos y forman
óxidos al mezclarse con el oxígeno.
Aleación. Mezcla de metales después de ser fundidos. El latón es una
aleación de cobre y zinc, el bronce de cobre y estaño. También se llaman
soluciones sólidas.
Amalgama. Aleación que se forma entre el mercurio y otros metales
como el oro o la plata. Las amalgamas tienen mucho uso a nivel
odontológico.
Átomo. Unidad básica, constitutiva de los elementos químicos,
compuesta por un núcleo con protones, neutrones y electrones, en
número igual a los protones, que se mueven alrededor del núcleo.
Balance de masa. Expresión que establece que la concentración
analítica molar de una sustancia iguala a la suma de las concentraciones
molares de todas las especies derivadas de esa sustancia.
QUÍMICA CUARTO 184
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Baño maría. Consiste en calentar un objeto o sistema con el empleo de
agua como medio de calentamiento. Se cree que lo ideó una alquimista
llamada María.
Barómetro. Instrumento para medir la presión atmosférica, fue inventado
por Evangelista Torricelli. Un tubo completamente lleno de Hg se coloca
invertido sobre una cubeta que contiene el mismo líquido.
Base. Toda sustancia que en solución acuosa puede recibir protones. El
papel tornasol rojo se vuelve azul cuando se humedece con una solución
básica.
Calor. Forma de propagación de la energía que se transfiere entre dos
cuerpos como resultado de una diferencia de temperatura. El calor fluye
del cuerpo más caliente hacia el más frío.
Calor específico. Cantidad de calor que se requiere para elevar la
temperatura de un gramo de sustancia en un grado centígrado. El agua
líquida tiene un calor específico de 1 cal/(g °C).
Cambio físico. Transformación que no afecta la estructura química de
una sustancia. Los cambios de estado son cambios físicos.
Capilar. Tubo de vidrio de diámetro muy pequeño, abierto en ambos
extremos. Se utilizan en el laboratorio para determinar puntos de fusión o
de ebullición.
Catión. Especie química con carga positiva. Se denomina así porque en
presencia de un campo eléctrico se dirige hacia el cátodo o electrodo
negativo (-).
Celda galvánica. Recipiente en el que se produce una corriente eléctrica
a partir de una reacción química. Las baterías de los autos son un
ejemplo de celda galvánica. También se denominan pilas.
Cinética. Parte de la química que estudia las velocidades de reacción,
los factores que las afectan y la secuencia de etapas o mecanismo
mediante el cual ocurre una reacción química.
QUÍMICA CUARTO 185
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Compuesto químico. Sustancia química que resulta de la combinación
de diferentes elementos químicos. Se representan mediante una fórmula
química.
Concentración. Cantidad relativa de soluto presente en una solución.
Existen varias formas de expresarla: molaridad, normalidad, molalidad,
porcentaje por peso, etc.
Cristal. Sólido limitado por superficies planas dispuestas de forma
geométrica. Existen siete sistemas que corresponden a formas
geométricas fundamentales.
Cristalización. Técnica de separación que aprovecha la diferencia en los
puntos de congelación y en la solubilidad de los componentes, para
poder separarlos.
Destilación. Técnica de separación que consiste en separar dos líquidos
aprovechando la diferencia en sus puntos de ebullición. Los vapores de
cada componente se condensan y recogen una vez separados.
Difusión. Propiedad de un gas, en virtud de la energía cinética de sus
partículas, de expandirse espontáneamente hacia un espacio mayor.
Diluida. Término que se aplica a una solución que contiene relativamente
muy poca cantidad de soluto. El término opuesto es concentrado.
Disolución. Proceso que consiste en mezclar una sustancia con un
solvente apropiado hasta que se disuelva. A veces se calienta para
agilizar la operación. El componente de interés se solubiliza en el
solvente.
Ebullición. Paso de líquido a vapor que tiene lugar en toda la masa del
líquido. En la ebullición, el vapor contrarresta la presión exterior y se
forman burbujas en el seno del líquido.
Ecuación química. Representación de una reacción química mediante
fórmulas y símbolos químicos. Se requiere que la ecuación química esté
balanceada para realizar cálculos estequiométricos.
Electronegatividad. Tendencia relativa que tienen los átomos para
atraer los electrones que participan en un enlace químico. Los metales
son muy poco electronegativos.
QUÍMICA CUARTO 186
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Electrones de valencia. Electrones del último nivel de energía. La teoría
de Lewis propone que estos electrones son los más involucrados en la
reactividad química.
Electroquímica. Estudio de las relaciones existentes entre la energía
eléctrica y la energía química. Un proceso químico puede producir
electricidad, o viceversa.
.Enlace covalente. Unión química entre dos átomos por electrones que
se comparten. Se forma entre no metales de igual o diferente
electronegatividad. Por ejemplo, Cl2, CO2.
Enlace iónico. Enlace formado entre un átomo metálico y uno no
metálico, en el que el metal transfiere por completo sus electrones de
valencia al no metal. Por ejemplo: CaCl2, KBr.
Enlace químico. Fuerza de naturaleza electrostática que mantiene
unidos los átomos de una molécula. En una reacción química se rompen
y se forman enlaces.
Estado. Uno de los tres modos físicos en los cuales la materia puede
existir: sólido, líquido o gaseoso. El plasma es llamado el cuarto estado
de la materia.
Fase. Parte de un sistema que es físicamente uniforme, o sea que no
presenta límites de separación, ni aun al microscopio electrónico.
Fórmula empírica. La que expresa la mínima relación entre los átomos
que la componen. Se puede determinar a partir del denominado análisis
elemental.
Fórmula química. Representación simbólica de los compuestos
químicos. Se utilizan para escribir las ecuaciones químicas necesarias
para los cálculos estequiométricos.
Fuerzas dipolo-dipolo. Fuerzas causadas por la atracción entre dipolos
moleculares. Por ejemplo, el HF tiene un polo positivo y otro negativo, es
un dipolo, luego las moléculas de HF se atraen.
Fusión nuclear. Proceso de formación de núcleos intermedios a partir de
la unión de núcleos livianos lo que genera una energía aún superior a la
de la fisión. La bomba de hidrógeno es una bomba de fusión.
QUÍMICA CUARTO 187
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Fusión. Transformación de un sólido en un líquido. La fusión
corresponde un proceso endotérmico y la temperatura a la que ocurre se
denomina temperatura de fusión.
Gas ideal. Gas imaginario que se supone cumple con todos los
postulados de la teoría cinética. El gas ideal también se denomina gas
perfecto.
Gas real. Todos los gases tal como existen. El comportamiento de un
gas real se considera más o menos ideal a bajas presiones y elevadas
temperaturas.
Gases nobles. Familia de elementos pertenecientes al grupo VIIIA de la
tabla periódica. Su configuración electrónica termina en ns² np6 y por eso
también se les llama inertes.
Gravedad específica. Relación entre la densidad de una sustancia y la
densidad del agua pura a determinada temperatura, usualmente 4 °C.
Hidrato. Compuesto químico que ha incorporado a cada una de sus
moléculas un cierto número de moléculas de agua. Al calentar el hidrato
se libera el agua de cristalización y queda el compuesto anhidrido.
Hidrocarburo. Compuesto químico constituido por carbono e hidrógeno.
Éstos se subdividen en varias series según las cadenas de carbono:
alcanos, alquenos, alquinos, hidrocarburos cíclicos.
Inhibidor. Sustancia química que retarda la velocidad de una reacción
química. Los inhibidores son importantes como antidetonantes o a nivel
biológico (enzimas).
Ion positivo. Especie química con carga positiva a causa de la pérdida
de electrones. También se denomina catión.
Ionización. Proceso mediante el cual las sustancias iónicas se disocian
en iones al disolverse en un solvente, además, se llama así a la pérdida
de un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso.
Isómeros. Compuestos químicos que tienen la misma fórmula molecular
pero diferente estructura molecular o diversa ubicación espacial de sus
átomos.
QUÍMICA CUARTO 188
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Isótopos. Átomos de un mismo elemento que poseen igual número de
protones en su núcleo pero diferente número de neutrones y por lo tanto
diferente peso.
IUPAC. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.) Organismo
encargado de definir políticas relacionadas con los términos propios del
quehacer químico.
Ley de Boyle. Establece que a temperatura constante (proceso
isotérmico), el volumen de una muestra de gas es inversamente
proporcional a su presión.
Ley de Charles. Establece que a presión constante (proceso isobárico),
el volumen de una muestra de gas es directamente proporcional a su
temperatura absoluta.
Ley de Dalton. Establece que la suma de las presiones parciales de
cada gas en una mezcla gaseosa es igual a la presión total ejercida por la
mezcla, a las mismas condiciones de temperatura y presión.
Manómetro. Tubo de vidrio doblado en forma de ―U‖, que por lo general
contiene mercurio, el mismo se utiliza para medir la presión de un gas.
Masa molar. Masa de 1 mol de sustancia. La masa molar se expresa en
g/mol y es numéricamente igual al peso atómico o al peso molecular
expresado en unidades de masa atómica, u.
Masa. Medida de la cantidad de materia que posee un cuerpo. La masa
es la misma en cualquier lugar donde se encuentre el cuerpo.
Materia. Todo aquello que posee masa y ocupa un lugar en el espacio.
Los rayos catódicos se componen de materia ya que son electrones.
Mezcla. Unión de varios componentes para formar un todo homogéneo o
heterogéneo. Una mezcla heterogénea se compone de varias fases.
Molécula. Entidad química que resulta de la unión de varios átomos
mediante enlaces químicos. El agua se compone de moléculas de la
fórmula H2O.
No metal. Sustancia química que tiende a recibir electrones para
convertirse en un anión. Están ubicados a la derecha de la tabla periódica
Los óxidos no metálicos forman ácidos.
QUÍMICA CUARTO 189
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Nomenclatura. Serie de normas establecidas a nivel internacional por la
IUPAC para nombrar y representar las diferentes sustancia químicas.
Onda. Forma de propagación de la energía a través del espacio. La luz
se propaga en forma de ondas electromagnéticas de longitud de onda y
frecuencia característica.
Orbital. Región del espacio donde existe una cierta probabilidad de
encontrar el electrón. También se representan como espacios de
densidad electrónica.
Órbitas. Trayectorias circulares del electrón alrededor del núcleo, en el
modelo de Bohr. También se denominan capas o niveles.
Ósmosis. Proceso mediante el cual un solvente pasa desde una solución
diluida hacia una solución concentrada a través de una membrana
semipermeable.
Óxido. Compuesto que se forma entre el oxígeno y un metal, o entre el
oxígeno y un no metal. Los óxidos metálicos son básicos y los no
metálicos son ácidos.
Papel de filtro. Material poroso que se utiliza para realizar filtraciones.
Existe un papel de filtro denominado sin cenizas que al ser calcinado deja
un residuo de peso no significativo.
Papel tornasol. Cinta impregnada del indicador tornasol que sirve para
verificar si una solución es ácida o básica. El tornasol rojo cambia a color
azul en presencia de una base.
Precipitado. Sustancia química muy poco soluble que se forma en una
solución como producto de una reacción química. El precipitado se
separa de la solución por filtración o decantación.
Presión. Fuerza por unidad de área. La presión, término más
corrientemente aplicado a los gases, se expresa en atmósferas, mm de
Hg (torr) o kilopascales.
Presión de vapor. Fuerza por unidad de área ejercida por un vapor que
se encuentra en equilibrio con un líquido o con un sólido. Los líquidos
volátiles tienen alta presión de vapor.
QUÍMICA CUARTO 190
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Punto de congelación. Temperatura a la cual una fase sólida y una fase
líquida coexisten en equilibrio. Se aplica tanto a líquidos puros como a
soluciones.
Punto de ebullición. Temperatura a la cual la presión de vapor de un
líquido iguala a la presión exterior. Si ésta es de 1 atm se denomina
punto de ebullición normal.
Punto de fusión. Temperatura a la cual una fase sólida y una fase
líquida de una sustancia coexisten en equilibrio. También es la definición
de punto de congelación.
Radiactividad. Desintegración espontánea o provocada de los núcleos
atómicos. Un material radioactivo emite partículas alfa, partículas beta y
rayos gamma.
Rayos X. Radiación emitida por el ánodo de un tubo de descarga debido
a la súbita desaceleración de los electrones (rayos catódicos) al chocar
contra él.
Rayos beta. Una de las radiaciones emitidas por los materiales
radiactivos. Son electrones de elevada energía cinética.
Reactivo. Sustancia que se transforma en otras nuevas al
descomponerse o combinarse químicamente. Véase: reactivo límite.
Sal. Compuesto iónico sólido formado por la unión de un catión metálico
y un anión no metálico, por ejemplo, NaCl, CaCl2, etc.
Solución. Mezcla homogénea de dos o más componentes. Cuando sólo
está formada por dos componentes (un soluto y un solvente) se
denomina solución binaria.
Soluto. Componentes de una solución que de manera arbitraria se
considera presentes en ella en menor cantidad. Véase: solvente,
solución.
Solvente. Componente de una solución que de manera arbitraria se
considera presente en ella en mayor cantidad. En soluciones acuosas el
solvente es el agua.
QUÍMICA CUARTO 191
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Sublimación. Propiedad que tienen ciertos sólidos de evaporarse sin
pasar por el estado líquido. El yodo se sublima a temperatura ambiente.
La sublimación es un proceso endotérmico.
Teoría cinética. Modelo de movimiento molecular usado para explicar
muchas de las propiedades de los gases.
Tiempo de vida media. Tiempo que tarda en consumirse la mitad de un
reactivo en una reacción. En las reacciones de desintegración radiactiva
el tiempo de vida media es una constante.
Torr. Unidad de presión equivalente a 1 mmHg. Toma este nombre en
honor a Evangelista Torricelli.
Tubo de rayos catódicos. Tubo de vidrio con dos electrodos al que se le
ha hecho el vacío, en él se forman los rayos catódicos al aplicar elevados
voltajes. Se llama también tubo de descarga.
Valencia. Número que denota el número de enlaces que un átomo está
en posibilidad de formar. Por ejemplo, una de las valencias del oxígeno
es 2.
Vapor. Gas formado a partir de una sustancia sólida o líquida. Por
ejemplo, vapor de mercurio, vapor de agua. El término gas se aplica a
sustancias que se encuentran en este estado en su forma natural.
Velocidad de reacción. Rapidez con la que se efectúa un cambio
químico, en general se expresa como el número de moles consumidas o
formadas en la unidad de tiempo.
Vidrio. Sólido no cristalino cuyos átomos no tienen una organización
regular. Algunos vidrios se fabrican con óxido de calcio, soda y arena.
Viscosidad. Propiedad que mide la resistencia interna de un fluido a que
sus capas de moléculas se deslicen unas sobre otras.
Volátil. Término que se aplica a un líquido que se evapora con facilidad.
Los líquidos volátiles tienen alta presión de vapor. Por ejemplo, acetona,
éter.
Voltaje. Diferencia de potencial entre dos puntos. El potencial en un
punto de un campo electrostático se define como la energía potencial por
unidad de carga. El voltaje se mide en voltios (V).
QUÍMICA CUARTO 192
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BIBLIOGRAFIA
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Laurel Dingrado Química Materia y cambio Mc Graw Hill
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