Apuntes Quim Gen

APUNTES DE QUÍMICA GENERAL

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UNIDAD I

INTRODUCCIÓN Y CONCEPTOS GENERALES 1.1 El Estudio De La Química En la raíz de toda ciencia está nuestra insaciable curiosidad sobre nosotros y nuestro mundo. Nosotros nos maravillamos, como lo hicieron nuestros antepasados miles de años atrás, de la capacidad de la luciérnaga para iluminar una tarde de verano. Los colores y olores de la naturaleza nos traen una infinita variedad de mensajes sutiles. Con los ojos vendados, sabemos si estamos en un bosque de pinos o cerca de una playa. Nos maravillamos y nos preguntamos ¿Cómo es posible que una luciérnaga emita luz? ¿Por qué las hojas de los árboles cambian de color de verde en el verano al rojo, ocre y dorado en el otoño? ¿Porqué el hielo se derrite y el agua se evapora? ¿Cómo nuestros cuerpos usan alimentos para mantener la vida? Todos los días observamos estos y otros cambios sin pensar en su naturaleza química, los químicos con frecuencia observamos una cosa en el mundo macroscópico – las cosas que podemos ver, tocar y medir directamente – y visualizamos las partículas, átomos y sucesos en el mundo microscópico, por lo tanto con frecuencia realizaremos viajes entre los dos mundos – macroscópico y microscópico- para encontrar las respuestas que buscamos.

1.1.1 Definición La química es la ciencia que estudia las propiedades de los materiales y los cambios que estos sufren. Es muy común que a la química se le considere como la ciencia central, debido a que para los estudiantes de biología, física, geología y otras disciplinas es vital tener un conocimiento básico de química. La química es fundamental en nuestras vidas, sin ella tendríamos una vida más efímera, en el sentido de vivir en condiciones más primitivas: sin automóvil, sin electricidad, sin computadoras, sin CDs y sin muchísimos satisfactores cotidianos.

1.1.2. ¿Porqué estudiar química? La química permite obtener un entendimiento importante de nuestro mundo y su funcionamiento. Se trata de una ciencia eminentemente práctica, que está en el centro de muchas cuestiones que preocupan a casi todo el mundo, el mejoramiento de la atención medica, la conservación de recursos naturales, etc. Empleando la química se han descubierto sustancias farmacéuticas que fortalecen nuestra salud y prolongan nuestra vida, se han aumentado la producción de alimentos mediante el desarrollo de fertilizantes y plaguicidas, se han creado plásticos y otros materiales que se usan casi en todas las facetas de nuestras vidas. Desafortunadamente, algunos productos químicos también tienen el potencial de dañar nuestra salud o el ambiente, por lo tanto debemos encontrar un equilibrio informado en cuanto al uso de los compuestos químicos en nuestra vida. Al estudiar química, aprenderemos a usar el potente lenguaje y las ideas que han evolucionado para describir y entender la materia. El lenguaje químico es un lenguaje científico universal que se emplea ampliamente fuera de la química. Además, el entendimiento del comportamiento de los átomos y las moléculas, nos permite comprender mejor otras áreas de la ciencia, la tecnología y la ingeniería modernas.


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1.1.3. Desarrollo de la química

La química es una ciencia ancestral ya que desde primeros tiempos, los hombres “hacían” química sin darse cuenta, aprendieron a fabricar cerámica, a cocinar los alimentos, elaboraron pinturas, aprendieron también la fermentación y el uso de ciertas plantas para tratar diversos padecimientos, tiempo después se habló de átomos, después los alquimistas deseaban convertir cualquier metal en oro, y muchísimos más descubrimientos se fueron dando con el tiempo, pero no fue hasta el siglo XIX cuando se instituyeron sus fundamentos, ya que los avances tecnológicos e intelectuales permitieron a los científicos separar las sustancias en sus más pequeños componentes y, por consiguiente, explicar muchas de sus características físicas y químicas. El rápido desarrollo de una tecnología cada vez más avanzada a lo largo del presente siglo nos ha dado más herramientas para estudiar lo que no se puede ver a simple vista. Utilizando computadoras y microscopios electrónicos los químicos pueden analizar, por ejemplo, la estructura de los átomos y las moléculas, así como diseñar nuevas sustancias con propiedades específicas, como fármacos y productos que hagan más agradable el medio ambiente del consumidor.

1.1.4. Campos e importancia de la química

Salud y medicina: Diferentes logros nos han permitido prevenir y tratar enfermedades, medidas de salud pública, cirugía con anestesia, introducción de vacunas y antibióticos, terapia génica.

La energía y el ambiente: La energía es un producto secundario en muchos procesos químicos, y a medida de que las necesidades de energía aumentan tanto en países de tecnología avanzada, como en países en desarrollo, los químicos trabajan afanosamente para encontrar nuevas fuentes de energía, ya que a la velocidad de consumo actual, se calcula que las reservas de combustibles fósiles alcanzarán para otros cincuenta o cien años, de ahí que sea urgente encontrar fuetes alternativas de energía como la energía solar, fisión nuclear, la fusión nuclear, etc.

Materiales y Tecnología: El desarrollo de la química nos ha dado nuevos materiales que han mejorado profundamente nuestra calidad de vida y ha contribuido, con infinidad de métodos, al avance de la tecnología, por ejemplo los polímeros, la cerámica, los cristales líquidos, los adhesivos, materiales de recubrimiento.

Alimentos y agricultura: Para satisfacer las demandas alimenticias del siglo XXI deben idearse nuevas estrategias para la agricultura, ya se ha demostrado que por medio de biotecnología se pueden desarrollar cultivos más extensos y mejores, los químicos además pueden idear los medios para aumentar la producción de fertilizantes que sean menos nocivos para el ambiente así como producir sustancias que eliminen selectivamente las yerbas nocivas. Siendo la química una ciencia multifacética, influye directa o indirectamente en muchos –casi todos – los campos de estudio del hombre,


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1.2. Materia Y Energía

1.2.1. Definiciones básicas Materia: es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. Es el material físico del universo. Un libro, el cuerpo, la ropa que viste, el aire que respira son ejemplos de materia. Desde luego no todas las formas de materia son tan comunes o conocidas. No obstante incontables experimentos han demostrad que la enorme variedad de la materia en nuestro mundo se debe a combinaciones de poco más de un ciento de sustancias muy báicas y elementales llamadas elementos.

Elemento: Un elemento es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios químicos. A la fecha se han identificado definitivamente 112 elementos (este valor puede variar según la fuente de consulta), de los cuales 83 se encuentran en forma natural en la tierra, y el resto ha sido obtenido por los científicos a través de los procesos nucleares.

La mayoría de los elementos pueden interactuar con uno o más elementos para formar compuestos. Compuestos: Es una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente siempre en proporciones definidas, y solo pueden separarse en sus componentes puros por métodos químicos.

Peso: Es la fuerza que ejerce la gravedad de la tierra sobre un objeto. Cuando un objeto “Cae” está siendo atraído por una fuerza hacia el centro de la tierra, fuerza de gravedad.

Masa: es una medida de la cantidad de materia contenida en un cuerpo, es común que los términos masa y peso se utilicen de manera equivalente, pero sin embargo una manzana que cae de un árbol es atraída por la gravedad de la tierra, la masa de la manzana es constante y no depende de su posición como sucede con el peso, por ejemplo en la superficie de la luna, la manzana pesaría menos, pero su masa sería la misma. Átomo: Es la muestra más pequeña que se puede obtener de un elemento y que conserva su identidad.

1.2.2. Estados de la materia Todas las sustancias pueden existir al menos en principio en los tres estados básicos de la materia: Sólido, líquido y gaseoso. Los tres estados de la materia se pueden interconvertir entre ellos sin que cambie la composición de la sustancia.

Sólido: Las moléculas se mantienen unidas en forma organizada con poca libertad de movimiento, la forma y el volumen del material es definido. Es prácticamente incompresible. La difusión dentro de un sólido ocurre con extrema lentitud y no fluye.

Líquido: Las moléculas se encuentran unidas, pero no en una posición tan rígida y se pueden mover libremente, por eso los líquidos fluyen fácilmente. El volumen es definido y toma la forma del


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recipiente que lo contiene, esto es no se expande para llenar el recipiente. Es prácticamente incompresible.

Gaseoso: En este estado las moléculas se encuentran separadas por distancias que son grandes con respecto a su tamaño, se encuentran en constante movimiento y chocan constantemente con ellas mismas o las paredes del recipiente que lo contiene y siempre tienden a ocupar el mayor volumen posible. Toma la forma y el volumen del recipiente que lo contiene. Fluye fácilmente.

Plasma: un conjunto de partículas gaseosas eléctricamente cargadas, con cantidades aproximadamente iguales de iones positivos y negativos, se considera a veces un cuarto estado de la materia Cambios de estado:

Sólido Líquido Gaseoso Plasma La materia puede cambiar de un estado a otro sin necesidad de que cambie su composición, es decir que bajo ciertas condiciones, un material es sólido, si se cambian puede ser ahora ese mismo material un líquido o un gas, estos factores que determinan el estado de agregación de un material en especial son Presión y Temperatura. El agua existe como un sólido cuando la temperatura está por debajo de los 0º C, a condiciones normales de presión, si la temperatura se encuentra entre 0º C y 100º C existirá como un líquido a las mismas condiciones de presión, y por arriba de esa temperatura será un gas. La temperatura a la cual un material sólido pasa a ser líquido, se le conoce como punto de fusión, y a la temperatura en la cual su líquido pasa a ser gas se le llama temperatura de ebullición.


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GAS

Vaporización Condensación

Sublimación Deposición

Fusión Solidificación

1.2.3. Sustancias puras y mezclas

La mayor parte de las sustancias con las que nos topamos, el aire que respiramos (un gas), la gasolina (un líquido) y la acera por la que caminamos (un sólido) no son químicamente puras, sino que son combinaciones de dos o más sustancias, en las que cada sustancia conserva su propia identidad y por ende sus propiedades, a esto se le llama mezcla, por ejemplo una taza de café endulzada puede tener mucha o poca azúcar, las sustancias que componen una mezcla, por ejemplo el azúcar y el agua, se llaman componentes de la mezcla. Algunas mezclas no tienen las mismas propiedades y aspectos en todos sus puntos tales mezclas son heterogéneas, como la arena, las rocas y la madera. Las mezclas que son uniformes en todos sus puntos se llaman homogéneas como el aire, a este tipo de mezclas también se les llama soluciones (pueden estar en estado gaseoso –aire-, líquido –gasolina- y sólido –latón-). Cualquier mezcla ya sea homogénea o heterogénea se puede formar o separar en sus componentes puros por métodos físicos, sin cambiar la identidad de dichos componentes.

Los componentes puros o sustancias puras es una forma de materia que tiene una composición constante o definida y con propiedades distintivas. Algunos ejemplos son el oro, la plata, el agua, el amoníaco. Las sustancias difieren entre si en su composición, y pueden ser identificadas por su apariencia, olor, sabor y otras propiedades, y no se pueden separar en sus componentes (en el caso de los compuestos) por métodos físicos.

MATERIA

Separación por métodos físicos

Separación por Métodos químicos

LIQUIDO

SÓLIDO

Mezclas Sustancias puras

Mezclas homogéneas

Mezclas heterogéneas

Compuestos Elementos


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1.2.4. Separación de mezclas Dado que cada componente de una mezcla retiene sus propiedades, podemos separar una mezcla en sus componentes aprovechando las diferencias en sus propiedades. Por ejemplo una mezcla heterogénea de limaduras de hierro y limaduras de oro, podría separarse trocito por trocito basándonos en las diferencias de color, o podríamos mejor aún utilizar un imán para separar las limaduras del hierro y dejar las del oro, basándonos en las propiedades electromagnéticas del hierro, otra forma sería usar las propiedades químicas del hierro, ya que muchos ácidos lo disuelven, pero no al oro, después podría separar el sólido de la solución mediante filtración o decantación.

Podemos separar mezclas homogéneas en sus constituyentes de formas similares, por ejemplo para separar una mezcla de alcohol con agua, se puede calentar la mezcla y el vapor producido se recolecta en un condensador, el primero en salir será el alcohol porque tiene un punto de ebullición más bajo que el agua, a esto se le llama destilación. También podemos aprovechar las diferentes capacidades de las sustancias para adherirse a las superficies de diversos materiales, por ejemplo el papel, la silica, el almidón, y así separar mezclas, este es el fundamento de la cromatografía (escritura en color). Con el desarrollo de la tecnología se han implementado muchas variaciones de la cromatografía, en la actualidad existen desde las técnicas más sencillas como la de papel, capa fina, columna empaquetada, hasta técnicas muy complejas que únicamente se pueden realizar con la ayuda de equipos, como la cromatografía de gases, gases-masas, etc.

1.2.5. Elementos

En la actualidad se conocen 112 elementos, los cuales varían ampliamente en su abundancia, por ejemplo más del 90% de la corteza terrestre consta solo de cinco elementos, oxígeno, silicio, aluminio, hierro y calcio, y solo tres elementos forman más del 90% de la masa corporal humana, carbono, hidrógeno y oxígeno. Por conveniencia los químicos representan a los elementos mediante símbolos de una o dos letras, en donde la primera letra siempre es mayúscula y la segunda minúscula. Por ejemplo Co es el símbolo químico del cobalto y CO representa una molécula de monóxido de carbono. Los símbolos da algunos elementos derivan de su nombre en latín o griego por ejemplo: Símbolo Nombre en latín o griego Elemento Au Aurum Oro Fe Ferrum Hierro Na Natrium Sodio Cu Cuprum Cobre Pb Plumbum Plomo Hg Hydrargyrum Mercurio K Kalium Potasio Ag Argentum Plata Sn Stannum Estaño P Phosphorus Fosforo S Sulfur Azufre I Iodine Yodo y unos cuantos hacen referencia al lugar de su descubrimiento, por ejemplo:


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Símbolo Lugar de descubrimiento Elemento Fr Francia Francio Eu Europa Europio Ge Alemania Germanio Sc Escandinavia Escandio o en honor de un personaje famoso por ejemplo: Símbolo Nombre del personaje Elemento Md Mendeleev Mendelevio Cm Pierre y Marie Curie Curio Es Albert Einstein Einstenio No Alfred Nobel Nobelio A otros elementos se les asignó el nombre en honor de algún planeta, por ejemplo: Símbolo Nombre del planeta Elemento Np Neptuno Neptunio Pu Plutón Plutonio Te Tierra (tellus) Telurio U Urano Uranio Algunos elementos tienen nombre según el mineral del cual se les aisló, de su color, o alguna característica que presente. En fin como podremos darnos cuenta los orígenes de los símbolos y nombres de los elementos son muy variados, lo que sí es de suma importancia es conocerlos y aprenderlos. Algunos elementos como el oro, el carbono, la plata, son conocidos desde la antigüedad, y muchos han sido descubiertos, conforme ha ido avanzando la ciencia y la tecnología. Todos los elementos conocidos y sus símbolos se agrupan en un documento llamado tabla periódica, la cual constituye una herramienta indispensable para todo químico.

1.2.6. Compuestos:

Un compuesto es una sustancia formada por dos o más elementos unidos químicamente entre sí, siempre en las mismas proporciones. A diferencia de las mezclas los compuestos solo pueden separarse por métodos químicos en sus componentes. El hidrógeno gaseoso puede arder con oxígeno para formar agua H2O, que tiene propiedades muy distintas de sus elementos “originales”, y que siempre está constituida de la misma manera, dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno, sea cual sea su origen, un lago en Mongolia o las capas de hielo en Marte. La observación de que la composición elemental de un compuesto puro siempre es la misma, se le conoce como ley de la composición constante o ley de las proporciones definidas. Las diferencias


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entre propiedades o composiciones entre las sustancias indican que los compuestos no son iguales o difieren en su grado de pureza. NO representa una molécula de monóxido de nitrógeno NO2 representa una molécula de dióxido de nitrógeno N2O3 representa una molécula de trióxido de dinitrógeno Aún y cuando las moléculas anteriores están formadas por los mismos elementos, y “solo” varían las proporciones, estamos hablando de compuestos químicos diferentes, con propiedades y características distintas uno del otro. 1.3. Propiedades De La Materia

Cada sustancia tiene un conjunto único de propiedades o características que permiten reconocerlo y distinguirlo de otras sustancias.

Todas las propiedades medibles de la materia pertenecen a una de dos categorías: propiedades intensivas o propiedades extensivas de la materia.

Las propiedades intensivas son aquellas que no dependen de cuanta materia se considere, por ejemplo la densidad, temperaturas de ebullición, de fusión, por ejemplo un litro de agua a presión de 1 atm. hierve a 100º C igual que hierven 20 l de agua en estas mismas condiciones, lo que varía es el tiempo que se tarda en alcanzar esa temperatura, pero no en si la temperatura, igual que la densidad del agua que a 4º C es de 1gr/cc si son medio, veinte, cuarenta litros o un mililitro. En cambio las propiedades extensivas si dependen de la cantidad de materia que se tiene, por ejemplo: la masa, el volumen, la longitud, etc. Las propiedades de la materia se puede agrupar en dos categorías propiedades físicas y propiedades químicas. Propiedades Físicas: Una propiedad física se puede medir y observar sin que cambie la identidad o composición de la sustancia, por ejemplo, color, aspecto, forma, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, textura.

Propiedades Químicas: Describen la forma en que una sustancia puede cambiar o reaccionar para formar otras sustancias, por ejemplo, la inflamabilidad, la capacidad para arder en presencia de oxígeno, la capacidad para reaccionar con agua, etc.

1.4. Unidades De Medición Muchas propiedades de la materia son cuantitativas, es decir, están relacionadas con números. Cuando un número representa una cantidad medida, siempre debemos especificar las unidades de esa cantidad. Las unidades son indispensables para expresar la forma correcta de las mediciones. Decir que la longitud de un lápiz es de 17.5 sin unidades es un valor que no tiene sentido sin especificar que se trata de 17.5 cm que sería la forma correcta.


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1.4.1. Unidades SI En 1960 la Conferencia General de Pesos y Medidas, que es la autoridad internacional en unidades, propuso un sistema métrico revisado y actualizado al cual se denominó Sistema Internacional de Unidades (SI). A continuación se muestran las unidades SI fundamentales, las demás unidades de medición se pueden derivar de estas y pueden cambiar en forma decimal por una serie de exponentes y prefijos.

UNIDADES SI BÁSICAS Cantidad Fundamental Nombre de la Unidad Símbolo Longitud Metro m Masa Kilogramo kg Tiempo segundo s Corriente eléctrica Ampere A Temperatura Kelvin K Cantidad de sustancia Mol mol Intensidad luminosa Candela cd____________________

1.4.2. Longitud y masa Es común que los términos “masa” y “peso” se utilicen de manera equivalente, sin embargo en sentido estricto, son cantidades distintas. La masa es una medida de la cantidad de materia de un cuerpo, en tanto que el peso es la fuerza que ejerce la gravedad de la tierra sobre el. Los químicos están interesados, principalmente en la masa, la cual se puede determinar fácilmente mediante una balanza, de manera extraña a esta medición se le llama pesada.

La longitud es una medición que describe la distancia entre dos cuerpos y cuya unidad fundamental en el SI es el metro.

1.4.3 Temperatura Sentimos la temperatura como una medida de la calidez o frialdad de un objeto. En realidad, la temperatura determina la dirección del flujo del calor. El calor siempre fluye de espontáneamente de una sustancia que esta a una temperatura más alta hacia una que está a una temperatura más baja. Por ello sentimos la entrada de energía cuando tocamos un objeto caliente, y sabemos que ese objeto está a una temperatura más alta que nuestra mano.

Actualmente se utilizan tres escalas de temperatura. Sus unidades son º C (grados Celsius o centígrados), º F (grados Fahrenheit) y º K (grados Kelvin). El Kelvin es la unidad fundamental del SI en temperatura, es decir la escala de temperatura absoluta, el término absoluta significa que el cero en la escala Kelvin, denotado por 0º K es la temperatura teórica más baja que puede obtenerse, por otro lado 0º C y 0º F se basan en el comportamiento de una sustancia elegida en forma arbitraria, el agua. En la escala Celsius, el punto de congelación del agua corresponde a 0º C y el de evaporación a 100º C, mientras que en la escala Fahrenheit el punto de congelación del agua corresponde a 32º F y el de evaporación corresponde a 212º F.

Para convertir: ºC = (º F – 32ºF) x (5º C / 9º F) ºF = (9 ºF/ 5º C) x (ºC) + 32º F


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ºK = (ºC + 273.15ºC) x (1ºK/1ºC)

1.4.4. Unidades SI derivadas Las unidades SI fundamentales sirven para derivar las unidades de otras cantidades, para ello se utiliza la ecuación que define la cantidad sustituyendo las unidades fundamentales apropiadas, por ejemplo, la velocidad se define como el cociente de la distancia y el tiempo transcurrido, por lo tanto la unidad SI para la velocidad es la unidad SI para la longitud dividida entre la unidad SI del tiempo (m/s), que se lee metros por segundos, unas de las unidades SI derivadas de mayor uso en química son :

1.4.5. Volumen: La unidades SI fundamental del volumen es el metro cúbico m3. que corresponde al volumen de un cubo que tiene 1 m por lado, dado que se trata de un volumen muy grande es común utilizar unidades más pequeñas como son el centímetro cúbico (cm3, cc), también se utiliza el decímetro cúbico (dm3), este volumen se conoce comúnmente como litro (L), como ha 1000 mililitros en un litro y cada mililitro ocupa el mismo volumen que un cc 1 mL 0 1 cc, estos términos se emplean indistintamente para expresar volumen.

1.4.6. Densidad: La densidad se utiliza ampliamente para caracterizar las sustancias; se define como la cantidad de masa en una unidad de volumen de la sustancia, se expresa comúnmente en unidades de gramos por centímetro cúbico (g/cc).

La ecuación dada para densidad es : Densidad = masa / volumen d = m/v Como la densidad es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de masa presente, para un material dado la relación masa /volumen siempre es la misma, en otras palabras, conforme aumenta la masa, aumenta el volumen. La unidad derivada del SI para la densidad es el kilogramo por metro cúbico (kg/m3), y como esta unidad es demasiado grande para la mayoría de las aplicaciones en química, por lo que se utiliza g/cc o g/mL con mayor frecuencia para expresar las densidades de los sólidos y los líquidos, como las densidades de los gases son muy bajas, para ello se emplea la unidad de g/L (gramos por litro).

1.4.7. Prefijos y Exponentes:

Prefijos utilizados con unidades SI

Prefijo Símbolo Significado Ejemplo Tera- T 1 000 000 000 000 o 1x1012 1 Terametro ™=1x1012 m Giga- G 1 000 000 000 o 1x109 1 Gigametro (Gm)=1x109 m Mega- M 1 000 000 o 1x106 1 Megametro (Mm)=1x106 m Kilo- k 1 000 o 1x103 1 kilómetro (km) = 1x103 m


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Deci- d 1/10 o 1x10-1 1 decímetro (dm) = 1x10-1 m Centi- c 1/100 o 1 x 10-2 1 centímetro (cm)=1x10-2 m Mili- m 1/1 000 o 1x10-3 1 milímetro (mm)=1x10-3 m Micro- μ 1/1 000 000 o 1x10-6 1 micrómetro (μm)=1x10-6 m Nano- n 1/1 000 000 000 o 1x10-9 1 nanómetro (nm)=1x10-9m Pico- p 1/1 000 000 000 000 o 1x10-121 picómetro(pm)=1x10-12m Femto- f 1/1 000 000 000 000 000 1 femtómetro (fm)=1x10-15m 1.5 Manejo De Números En los trabajos científicos reconocemos dos tipos de números: números exactos (cuyos valores se conocen con exactitud) y números inexactos (cuyos valores tienen cierta incertidumbre). Los números exactos son aquellos que tienen valores por definición o son enteros que resultan de contar objetos, por ejemplo, se define que hay exactamente 12 huevos en una docena de huevos, exactamente 1000 se un kg y exactamente 2.54 cm en 1 pulgada. El número 1 en cualquier factor de conversión entre unidades, como 1 m x 100 cm, también es un número exacto. Los números que se obtienen midiendo siempre son números inexactos ya que hay diferencias inherentes en el equipo empleado para medir cantidades (errores de equipo), y hay diferencias en la forma en que diferentes personas realizan la misma medición (errores humanos). Supongamos que se da a diez estudiantes diez balanzas distintas para que pesen una misma moneda, los pesos serían aproximados, pero no iguales. Recuerde: siempre hay incertidumbre en las cantidades medidas.

1.5.1. Precisión y exactitud Al analizar mediciones y cifras es conveniente distinguir dos términos: exactitud y precisión. La exactitud indica cuán cercana está una medición del valor real de la cantidad medida. La precisión se refiere a cuanto concuerdan dos o más mediciones de una misma cantidad. Supóngase por ejemplo, que se pide a tres estudiantes que determinen la masa de una pieza de alambre de cobre cuya masa real es de 2.000 g. Los resultados de las pesadas sucesivas hechas por cada estudiante son:

_________________________________________________________________________ Estudiante A Estudiante B Estudiante C 1.964 g 1.972 g 2.000 g 1.978 g 1.968 g 2.002 g Valor Promedio 1.971 g 1.970 g 2.001 g Los resultados del estudiante B son más precisos que los del estudiante A, pro ninguno de estos dos conjuntos son exactos. Los resultados del estudiante C no solo son los más precisos sino también los más exactos, ya que el valor promedio es lo más cercano al valor real. Las medidas muy exactas también suelen ser precisas. Por otro lado las mediciones muy precisas no siempre son exactas.

1.5.2. Cifras significativas Son los dígitos significativos en una cantidad medida o calculada. Cuando se utilizan cifras significativas, se sobreentiende que el último dígito es incierto. Por ejemplo, se puede medir el volumen de cierta cantidad dada de un líquido en una probeta que tiene divisiones de 1 mL, se


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encuentra que el volumen marca 6 mL, el volumen real estará entre 5 y 6 mL, el volumen dado se representará como (6+1 mL), en este caso solo hay una cifra significativa, el 6 , que tiene una incertidumbre de más menos 1 mL . Para tener mayor exactitud, se podría utilizar una probeta que tenga divisiones de 0.1 mL, de tal manera que la incertidumbre fuera de solo 0.1 mL, si ahora se encuentra que el volumen es de 6 mL, la cantidad se puede expresar como 6.0 + 0.1 mL y el valor real estará entre 5.9 y 6.1 mL. Se puede mejorar el instrumento para la medición y obtener más cifras significativas, pero en todo caso el último dígito siempre será incierto; el valor de esta incertidumbre dependerá del instrumento utilizado en la medición. Tener presente el número de cifras significativas en una medición, asegura que los cálculos realizados con los datos reflejan la precisión de lo medición.

Guías para utilizar Cifras Significativas:

• Cualquier dígito diferente de cero es significativo. Así, 845 cm tiene tres cifras significativas, 1.234 kg tiene cuatro cifras significativas, etc.

• Los ceros ubicados entre los dígitos distintos de cero son significativos. Así 608 mm tiene tres cifras significativas, 40 207 g contiene cinco cifras significativas, etc.

• Los ceros que se utilizan para ubicar el punto decimal, es decir a la izquierda de un dígito distinto de cero no son significativos, 0.0002 cm contiene una cifra significativa, 0.0809 L contiene tres cifras significativas.

• Si un número es mayor de 1 todos los ceros escritos a la derecha cuentan como cifras significativas, por ejemplo 1.0 mg contiene dos cifras significativas, 23.0501 cm contiene seis cifras significativas y 1.000 mL contiene cuatro cifras significativas. Si el número es menor que 1, solo son significativos los ceros que se encuentren entre los números distintos a uno y al final, por ejemplo 0.000090 g contiene dos cifras significativas.

• Para números sin punto decimal, los ceros colocadas al final pueden o no ser cifras significativas, así 500 cm puede contener una, dos o tres cifras significativas, esto se puede explicar mediante el uso de notación científica, por ejemplo para 200 se puede expresar:

2 x 102 (una cifra) 2.0 x 102 (dos cifras) 2.00 x 102 (tres cifras)

para 10 300 por ejemplo: 1.03 x 104 (tres cifras) 1.030 x 104 (cuatro cifras) 1.0300 x 104 (cinco cifras)

Cálculos con cifras significativas: Al utilizar cantidades medidas en cálculos, tenga presente esto; la precisión del resultado está limitado por la precisión de las mediciones, por los tanto no podemos obtener resultados exactos, con datos inexactos. Adiciones y sustracciones: En la adición y sustracción, el números de cifras significativas a la derecha del punto decimal en la operación final, está determinado por el número más pequeño de cifras significativas a la derecha del punto decimal de cualesquiera de los números originales, ejemplo:


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90.8765

+ 1.23 dos cifras significativas después del punto 92.1065 Se redondea a 92.11 23.14508 + 0.12 dos cifras significativas después del punto 23.26508 se redondea a 23.3 Multiplicaciones y divisiones: El número de cifras significativas del producto o cociente resultante está determinado por el número original que tiene el número más pequeño de cifras significativas, ejemplos: 1.4 x 32.4567 = 45.43938 Se redondea a 45 5.43 ÷ 24.5676 = 0.221023 Se redondea a 0.221 Debe tenerse presente que los números exactos (obtenidos por definición o al contar varios objetos) tienen un número infinito de cifras significativas, por ejemplo si un objeto tiene una masa de 1.2345 g ocho objetos tendrán una masa de:

1.2345g x 8 = 9.876 g este producto no se redondea a una cifra significativa, ya que el número 8 es por definición 8.0000000........., de la misma manera, si se desea sacar el promedio de dos longitudes: (2.24 cm + 2.34 cm) ÷ 2 = 2.29 el 2.29 no se redondea ya que el 2 por definición es 2.000.... 1.5.3. Notación científica

Sin importar la magnitud de un número todos pueden ser expresados de la siguiente forma: N x 10 n

Donde N es un número entre 1 y 10 y n es un exponente entero, positivo o negativo. Cualquier número expresado de esta manera se dice que es notación científica. Esta forma de expresar los números facilita su manejo, sobre todo cuando se trata de cantidades muy grandes o muy pequeñas, como las que comúnmente se manejan en la química, imagínese: Hay aproximadamente 602 200 000 000 000 000 000 000 átomos de hidrógeno en 1 g de hidrógeno y cada átomo de hidrógeno entonces tiene apenas una masa de 0.00000000000000000000000166 g, es bastante complicado manejar estas cifras, ya que es fácil olvidar poner un cero o agregar ceros de más, eso sí solo hablamos de copiarlas, pero se complica aún más cuando se trata de realizar cálculos con estas cantidades, pero estas cantidades expresadas en notación científica son más fáciles de manejar: 602 200 000 000 000 000 000 000 átomos = 6.02 x 1023 átomos


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0.00000000000000000000000166 g = 1.66 x 10-24 g Supóngase que se desee expresar cierto número en notación científica, básicamente la tarea es encontrar el valor de n, para esto se cuenta el número de lugares que se debe mover el punto decimal para tener el número N (que está entre 1 y 10). Si el punto decimal se mueve hacia la izquierda, entonces se trata de un número entero positivo, si se debe mover hacia la derecha, entonces se trata de un número entero negativo, ejemplos:

34567 = 3.4567 x 10 4

245.32 = 2.4532 x 10 2 0.000123 = 1.23 x 10 –4 0.00000789 = 7.89 x 10 –6

Es importante tener en cuenta los siguientes hechos: Primero n = 0 se utiliza para los números que no se expresan en notación científica, por ejemplo 78.9 x 10 0 se expresa 78.9. Segundo, en la práctica se omite el exponente cuando n = 1, por ejemplo la notación científica para 56.7 es 5.67 x 10 y no 5.67 x 101. Cálculos con notación científica: Adición y sustracción: Para sumar o restar usando notación científica, primero se escribe cada cantidad (N1 y N2) y los exponentes permanecen iguales: (1.23 x 102) + (3.45 x 102) = 4.68 x 102 (3.45 x 103) + (4.5 x 10 2) = (3.45 x 103) + (0.45 x 103) = 3.90 x 103 (2.22 x 10-2) - (4.10 x 10-3) = (2.22 x 10-2) – (0.41 x 10-2) = 1.81 x 10-2 Multiplicación y división: Para multiplicar números en notación científica, se multiplican N1 y N2 como se acostumbra, pero los exponentes n se suman. Ejemplos: (5.0 x 103) x (3.1 x 102) = (5.0 x 3.1)(103+2) = 15 .5 x 105 = 1.55 x 106 (4.0 x 10-5) x (7.0 x 103) = (4.0 x 7.0)(10-5+3) = 28 x 10-2 = 2.8 x 10 –1 Para dividir cantidades en notación científica, los números N1 y N2 se dividen y los exponentes se restan. Ejemplos:

6.9 x 107 ÷ 3.0 x 10-5 = (6.9 ÷ 3.0) x (10 7-(-5)) = 2.3 x 10 12 8.5 x 104 ÷ 5.0 x 109 = (8.5 ÷ 5.0) x (104-9) = 1.7 x 10 –5

1.5.4. Redondeo

El procedimiento para el redondeo es el siguiente, para redondear un número hasta cierto punto, simplemente se eliminan los dígitos que siguen al primero que se conserva y que sean menores a 5. Así: 7.621 se redondea a 7.62, si se desean solo dos cifras significativas después del punto decimal. Si el primer dígito que sigue al punto de redondeo es igual o mayor que cinco, añadimos 1 al dígito que lo precede, así: 7.762 se redondea a 7.77, si se desean solo dos cifras significativas después del punto decimal.


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1.6. Análisis Dimensional En el análisis dimensional, llevamos las unidades en todos los cálculos: Las unidades se multiplican unas por otras, se dividen unas entre otras, o se “cancelan”. El análisis dimensional ayuda a asegurar que las soluciones a los problemas tengan las unidades correctas, además ofrece una forma sistemática de resolver muchos de los problemas numéricos y de revisar las soluciones para detectar posibles errores. Esta sencilla técnica requiere de poca memorización y se basa en la relación que existe entre diferentes unidades que expresen la misma cantidad física.

Para realizar análisis dimensional necesitamos de factores de conversión: 1.6.1. Factores de conversión: Es una fracción cuyo numerador y denominador representan la misma cantidad expresada en diferentes unidades. Por ejemplo: Sabemos que un metro tiene 100 centímetros, estos valores los podemos expresar:

cmm

1001

mcm

1100

estos se denominan factores de conversión y los podemos expresar de ambas maneras según la conveniencia en cada caso: Si se desea transformar 5.48 cm a metros entonces:

cmcm

mcm 0548.0100

148.5 =

pero si se desea transformar 5890.45 cm a metros, entonces:

cmmcmm 589045

110045.5890 =

Aunque estos factores de conversión pueden ser expresados:

mcm01.0

1

cmm

101.0

y pueden ser utilizados de la misma manera para obtener los mismos resultados, algo muy importante en los factores de conversión es mantener la equivalencia, es decir, si un metro equivale a 100 cm, dos metros equivalen a 200 cm y así sucesivamente. 1.6.2. Ejercicios 1.6.2.1. Si la distancia entre dos átomos de hidrógeno en una molécula de hidrógeno es de 74 pm, a cuanto equivale esta distancia en metros.


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Respuesta El problema es X m = 74 pm Por definición: 1 pm = 1 x 10-12 m Por lo tanto los factores de conversión serían:

− mxpm

121011

−

pmmx

1101 12

Se elegiría en este caso el segundo factor expresado, así:

mxpm

mxpm 1112

104.7110174 −

−

=

1.6.2.2. La ingesta diaria de glucosa de una persona promedio es de 0,0833 libras ¿Cuánto es esta masa en miligramos (mg)? Respuesta

El problema es: X mg = 0.0833 Por definición: 1 lb = 454 g Los factores de conversión se pueden expresar:

g

lb4541

lbg

1454

y 1000 mg = 1 g los factores de conversión en este caso serían:

gmg

11000

mg

g1000

1

Entonces:

mggmg

lbglb 2.37818

11000

14540833.0 =

De esta manera se pueden emplear un gran número de factores de conversión en un mismo paso del problema, solo hay que cuidar que las unidades se acomoden correctamente para que se puedan “cancelar” y obtener las unidades buscadas.


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1.6.2.3. El dólar de plata Morgan tiene una masa de 26.73 g. Por ley se requería que esta moneda contuviera 90 % de plata, siendo el resto cobre.

a) Cuando la moneda se acuño a finales del siglo XIX, la onza troy (31.1 g) de plata costaba 1.18 dólares. A este precio ¿cuánto valía al plata de la moneda?

b) Hoy día la plata se vende a 3.70 dólares la onza troy ¿Cuántos dólares de plata se requieren para obtener 25.00 dólares de plata pura?

Respuesta a) plata del dólar Morgan = X dólares Como el 90% de la moneda era plata, la primera parte es descubrir cuanto es esto en gramos, y luego sabiendo el costo de 1 onza en dólares, encontrar el valor del la plata contenida en la moneda:

dólaresg

dólaresg 91.01.31

18.1%100

73.26%90 =

b) X dólares de plata = 25 dólares

gg 06.24%100

73.26%90 =

Que corresponden a la porción de plata pura en la moneda, ahora:

monedasgAg

monedagAg 73.806.24

170.3$

1.3125$ =


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UNIDAD 2

TEORÍA ATÓMICA

Desde épocas remotas los humanos se han interesado por la naturaleza de la materia, ya que encontramos una inmensa variedad de materiales si vemos lo que nos rodea y todos de diferentes texturas, colores, dureza, solubilidad y durabilidad. Los materiales de nuestro mundo ofrecen marcadas y al parecer infinitas diferencias, y a pesar de ello sólo existen unos 100 elementos y por lo tanto 100 clases de átomos que dan lugar a esta diversidad. En cierto sentido los átomos son como las 27 letras del alfabeto, que se unen en diferentes combinaciones para formar una gran variedad de palabras de nuestro idioma. Pero ¿cómo se combinan los átomos entre sí? ¿Qué relación hay entre las propiedades de una sustancia y las clases de átomos que contiene? ¿Qué aspecto tiene un átomo y que lo hace diferente de un átomo de un elemento diferente? 2.1. El Descubrimiento De La Teoría Atómica En el siglo V a.C., el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles que llamó átomos (que significa indestructible o indivisible). La mayoría de los filósofos incluidos Platón y Aristóteles, creían que la materia era infinitamente divisible, a pesar de la resistencia de la mayoría esta idea se sostuvo. Tiempo después y conforme se acumulaba información sobre como se forman las sustancias, las pruebas experimentales de investigaciones científicas apoyaron la teoría del atomismo, lo que condujo de manera gradual a las definiciones modernas de elementos y compuestos.

Durante el período de 1803 a 1807, John Dalton, Un maestro de escuela inglés, publicó una teoría atómica congruente. Dalton diseñó su teoría con miras a explicar varias observaciones experimentales. Sus ideas fueron tan sagaces que su teoría ha perdurado prácticamente intacta hasta nuestros días.

Las hipótesis sobre la naturaleza de la materia en las que se basa la teoría atómica de Dalton pueden resumirse como sigue:

1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. 2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y

propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de todos los demás elementos.

3. los átomos de un elemento no se transforman en tipos de átomos diferentes mediante reacciones químicas; los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas.

4. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.

5. Una reacción química incluye solo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca se crean o se destruyen.

Según la teoría atómica de Dalton, los átomos son los bloques de construcción básicos de la materia; son las partículas más pequeñas de un elemento que conservan su identidad química. Dalton imaginó al átomo como una estructura extremadamente pequeña e indivisible y no intentó describir la estructura o composición de los átomos porque no tenía idea de cómo es un átomo.


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La teoría de Dalton explica varias leyes sencillas respecto a la combinación de la química que ya se conocían en su época, como: la ley de la composición constante, o también llamada ley de Proust, que establece que muestras diferentes de un mismo compuesto, siempre contienen los mismos elementos y en las mismas proporciones, es decir un vaso de H2O, es el mismo compuesto que una gota o un recipiente de 200 L, la ley de la conservación de la masa, que dice que la masa no se crea ni se destruye, solo es transforma. Pero además Dalton uso su teoría para deducir la ley de las proporciones múltiples: Di dos elementos A y B se combinan para formar más de un compuesto, las masas de B que se pueden combinar con una masa de A están en proporciones de números enteros pequeños. Podemos ilustrar esta ley considerando el agua y el peróxido de hidrógeno, sabemos que el agua de formula H2O está formada por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, mientras que el peróxido de hidrógeno H2O2 está formada por dos átomos de oxígeno y dos átomos de hidrógeno, ambos compuestos formadas por los mismos elementos y solo varía la proporción, lo que da propiedades distintas en cada uno de los dos compuestos, por ejemplo si se tiene sed, se puede beber un vaso de H2O frío para calmarla, pero sería imposible y dañino beber un vaso de H2O2. Sin embargo una serie de investigaciones que inició alrededor de 1850 y se extendió hasta el siglo XX demostró que los átomos tienen una estructura interna, es decir, están formados por partículas aún más pequeñas, denominadas partículas subatómicas. 2.1.1. Rayos catódicos y electrones Hace 101 años, J.J. Thomson hizo un descubrimiento extraordinario: encontró uno de los constituyentes más pequeños de la materia. Se trata de una partícula insoportablemente ligera, cuya masa es... ¡un quintillón de veces menor que un kilogramo ! . Para colmo, esa pequeñez no es neutra sino cargada y, de hecho, representa la parte negativa de la materia. ¿Cómo pudo alguien descubrir algo tan pequeño? ¿Quiénes más estuvieron involucrados en la hazaña? ¿Qué vieron, qué hicieron, qué concluyeron? Veamos. El descubrimiento del electrón emergió de estudiar el paso de la electricidad a través de los gases. Este fenómeno había sido explorado, al igual que casi todo lo relacionado con la electricidad, por Michael Faraday en el año de 1830. Este trabajo fué retomado por Julius Plücker, un profesor de matemática de la Universidad de Bonn que, posteriormente, se dedicó a la física experimental. Plücker tenía como asistente a un talentoso soplador de vidrio y fabricante de instrumentos, Heinrich Geissler, quien diseñó un ingenioso artefacto capaz de lograr un vacío sin precedentes dentro de un tubo de vidrio. El “tubo Geissler” tenía además un par de electrodos metálicos sellados en cada extremo. De esta manera era posible aplicar un alto voltaje al gas contenido -a muy baja presión- en el tubo. Plücker descubrió unos pequeños puntos luminosos sobre las paredes de vidrio. Parecía como si algún tipo de radiación invisible estuviera siendo emitida del electrodo negativo, o cátodo, causando la luminiscencia sobre el tubo de vidrio. ¿Una radiación saliendo del cátodo? Pero, ¿qué tipo de radiación? Ninguna conocida. Los rayos catódicos eran afectados por un campo magnético. Un imán era capaz de hacer cambiar de posición los puntos luminiscentes. Además, en 1869, Johann Willhelm Hittorf, físico alemán, encontró que, si


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se interponían objetos -transparentes u opacos, conductores o no, o delgadísimos - , se proyectaban sombras sobre los puntos luminosos. Estas observaciones fueron confirmadas por Eugene Goldstein en los años 1870 y 1880 en Berlín. La mayoría de las observaciones de Goldstein eran consistentes con la idea de una corriente de algo electrificado emergiendo del cátodo. Pero, ¿qué? ¿átomos cargados o moléculas ionizadas de gas residual? Esto parecía poco probable porque los rayos se propagaban mucho más lejos de lo esperado para partículas tan pesadas. Por eso, Goldstein pensó que tendría que ser alguna radiación similar a la electromagnética. De hecho, fue él quien lo bautizó con el nombre de “Rayos Catódicos”.

Por la misma época, en Inglaterra, el interés sobre el fenómeno de los rayos catódicos fue popularizado por las espectaculares demostraciones de William Crookes. Aunque Crookes no haya contribuido profundamente al debate acerca de la naturaleza de los rayos catódicos, con sus prolíficas exhibiciones provocó el interés de muchas personas. Pronto, la investigación sobre los rayos catódicos se convirtió en una precipitada competencia entre las escuelas inglesa y alemana, la cual estuvo marcada, más por la búsqueda de los defectos de sus componentes que por el examen profundo de la validez de sus propias proposiciones. En esta historia, llama la atención el trabajo del físico inglés Arthur Schuster a finales de 1880. Él pudo estimar la relación carga-masa de las supuestas partículas eléctricamente cargadas. El valor que obtuvo implicaba una masa para las partículas de los rayos catódicos...¡mil veces menor que la del átomo de hidrógeno! Es decir, de ser partículas tendrían que ser más pequeñas que los pequeñísimos e indivisibles átomos. Pero esto era muy difícil de creer en aquel entonces. Schuster rehizo los cálculos para poder obtener una masa razonable para los rayos catódicos. Así el gran descubrimiento se le fue entre las manos. En 1895, Wilhem Röntgen, en Alemania, anunció el descubrimiento de los Rayos X a partir de los rayos catódicos. En 1896, Henri Becquerel descubre una misteriosa radiación emitida por un mineral de uranio. Un componente de esa radiación era idéntico a los rayos catódicos. En ese mismo año, Pieter Zeeman, animado por su profesor, Hendrick A. Lorentz, demostró cómo un intenso campo magnético afecta al espectro atómico del sodio. Lorentz infirió que las partículas eléctricas que, se presumía, radiaban la luz tenían una relación carga-masa mil veces mayor que la del ion hidrógeno.

Sin embargo, fue Joseph John Thompson quien atacó el problema de la forma más directa y sistemática y pronto obtuvo frutos. Esencialmente, completó el trabajo de Schuster y otros ya habían intentado. Mediante un ingenioso arreglo experimental para relación carga-masa de los rayos catódicos, Thompson demostró que “en los rayos catódicos... la subdivisión de la materia es llevada mucho más lejos que en el ordinario estado gaseoso”. El 30 de abril de 1897, Thompson anunció el descubrimiento del electrón. ¡Una nueva partícula primordial había nacido!

En la época actual, donde el mundo es gobernado por la electricidad y la electrónica es fácil creer, equivocadamente, que el electrón fue descubierto hace muchísimo tiempo. Pero no. El electrón es un bebé recién nacido de sólo ciento un año. Thomson determinó la relación entre la carga y la masa del electrón, el número que obtuvo es de –1.76 x 108 C/g, donde C es la unidad de carga eléctrica coulombs. Más tarde entre 1908 y 1917, R.A.


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Milikan llevó a cabo una serie de experimentos y encontró que la carga del electrón es de –1.6 x 10 –

19 C. A partir de estos datos, calculó la masa de un electrón:

masaacactrónmasadeelec

/argarg

=

gCxCx/1076.1

1060.18

19

−−

=−

=9.09 x 10-28 g

2.1.2. Radiactividad Marie Curie discípula de Bequerel, sugirió el nombre de radiactividad para describir la emisión espontánea de partículas o de radiación. Desde entonces, se dice que un elemento es radiactivo si emite radiación de manera espontánea.

Estudios posteriores de la naturaleza de la radiactividad, efectuada principalmente por el científico británico Ernest Rutherford, revelaron tres tipos de radiación, alfa (α), beta (β) y gama (γ). Los rayos alfa (α) consisten en partículas cargadas positivamente, llamadas partículas α y en consecuencia se alejan de la placa con carga positiva. Los rayos beta (β) o partículas β son electrones y son rechazados por la placa con carga negativa. Un tercer tipo de radiación radiactiva consiste en rayos de alta energía, llamados rayos gama (γ), que al igual que los rayos X no presentan ninguna carga y no les afecta un campo externo.

Rutherford demostró que tanto los rayos α como los rayos β consisten en partículas que se mueven a alta velocidad, en unidades de carga del electrón, las partículas β tienen una carga de –1 y las partículas α una carga de +2. Adem ás Rutherford demostró que las partículas α se combinan con electrones para formar átomos de helio. Su conclusión fue que una partícula α consiste en la parte central del átomo de helio y tiene carga positiva. 2.1.3. El átomo nuclear Al aumentar los indicios de que el átomo se compone de partículas aún más pequeñas, la atención se centró en la relación entre dichas partículas. A principios del siglo XX, J. J. Thomson razonó que, como los electrones constituyen una fracción muy pequeña de las masas del átomo, probablemente daban cuenta de una fracción igualmente pequeña del tamaño del átomo, y propuso que el átomo consistía en una esfera positiva de materia uniforme en la que estaba incrustado los electrones. Este modelo se hizo muy popular como el modelo del “pudín con pasas”, este modelo se aceptó como una teoría durante algunos años.

Electrón negativo

Carga positiva en Dispersa de la esfera


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En 1910 Rutherford decidió utilizar partículas α para demostrar la estructura de los átomos. Junto con su colega Hans Geiger y un estudiante de licenciatura llamado Ernest Marsden, efectuaron una serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro y de otros metales como blanco de partículas α provenientes de una fuente radiactiva. Observaron que la mayoría de las partículas atravesaban las láminas sin desviarse o con una ligera desviación. De vez en cuando, algunas partículas α eran desviadas un g ran ángulo de su trayectoria ¡En algunos casos las partículas α regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente radiactiva! Este fue el descubrimiento más sorprendente ya que según el modelo de Thomson, la carga positiva del átomo era tan difusa que se esperaría que las partículas α atravesaran las láminas sin desviarse o con una desviación mínima. El comentario de Rutherford cuando le comunicaron sobre este descubrimiento fue el siguiente: “Resultó tan increíble como si usted hubiera lanzado una bala de 15 pulgadas hacia un trozo de papel de seda y la bala se hubiera regresado hacia usted”. Posteriormente Rutherford pudo explicar los resultados del experimento de la desviación de partículas α utilizando un nuevo modelo atómico. De acuerdo con Rutherfor d, la mayor parte de los átomos debe ser espacio vacío, esto explica porque la mayoría de las partículas α atravesaron la placa de oro con muy poca o ninguna desviación, el propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en un conglomerado central dentro del átomo, que denominó núcleo. Cuando una partícula α pasaba cerca del núcleo en el experimento actuaba sobre ella una gran fuerza de repulsión, lo que originaba una gran desviación. Más aún cuando la partícula α incidía directamente s obre el núcleo, experimentaba una repulsión tan grande que se invertía completamente su trayectoria. Las partículas del núcleo que tienen cargas positivas reciben el nombre de protones. En otros experimentos se encontró que los protones tienen la misma cantidad de carga que los electrones y que su masa es aproximadamente 1 840 veces la masa de las partículas con carga negativa, los electrones. Hasta este punto, los científicos visualizaban el átomo de la siguiente manera: la masa del núcleo constituye la mayor parte de la masa del átomo, pero el núcleo ocupa solo 1/1013 del volumen del átomo, se puede apreciar la diferencia de tamaño entre un átomo y su núcleo imaginando que si un átomo tuviera el tamaño del Astrodomo de Houston, el volumen de su núcleo sería comparable con el tamaño de una canica, y mientras que los protones están confinados en él, los electrones están esparcidos alrededor del núcleo y a cierta distancia del él. Puesto que el diminuto núcleo concentra la mayoría de la masa del átomo, en un volumen tan pequeño, tiene una densidad increíble, del orden de 1013-1014 g/cc. Una caja de cerillos llena con un material de tal densidad pesaría ¡más de 2 500 millones de toneladas!. Los astrofísicos han sugerido que el interior de una estrella colapsada puede tener una densidad cercana a esta. El modelo de Rutherford de la estructura atómica dejaba un importante sin resolver. Se sabía que el hidrógeno, el átomo más sencillo, contenía sólo un protón, y que el átomo de helio contenía dos protones. Por lo tanto la relación entre la masa de un átomo de helio y un átomo de hidrógeno debería ser 2:1 debido a que los electrones son mucho más ligeros que los protones, se puede ignorar su contribución a la masa atómica), pero sin embargo la relación es 4:1, Rutherford y otros investigadores habían propuesto que debería a existir otro tipo de partículas subatómica en el núcleo; la prueba la proporcionó el físico inglés James Chadwick en 1932. Cuando Chadwick bombardeó una delgada lámina de berilio con partículas α, el metal emitió una radiación de muy alta energía, similar a los rayos γ.


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Protón Neutrón Núcleo ≈10-4 Å

1 Å = 10-10 m 1-5 Å Experimentos ulteriores demostraron que esos rayos realmente conforman un tercer tipo de partículas subatómicas, que Chadwick denominó neutrones debido a que se demostró que era partículas eléctricamente neutras con una masa un poco mayor de la de los protones. El misterio de la relación de las masas ahora podía ser explicado. En el núcleo de helio hay dos protones y dos neutrones, en tanto que en el núcleo de hidrógeno hay un solo protón, y no hay neutrones; por lo tanto la relación es 4:1. 2.2. Partículas Fundamentales Las incógnitas acerca de cómo estaba constituido el átomo habían sido resueltas, el átomo se encuentra formado de un núcleo, en el cual se concentra la mayor parte de su masa, contiene dos tipos de partículas, los protones que tienen carga positiva, y los neutrones, que son partículas sin carga, y un tercer tipo de partículas con carga eléctrica negativa, y que se encuentran fuera del núcleo llamados electrones y le dan la mayor parte del volumen al átomo.

Partícula Masa en uma*

Masa (g) Carga (Coulombs)

Carga unitaria

Electrón 5.486 x 10-4 9.1095 x 10-28 -1.6022 x 10-19 -1 Protón 1.0073 1.67252 x 10-24 +1.6022 x 10-19 +1 Neutrón 1.0087 1.67495 x 10-24 0 0

*1 uma = 1.66054 x 10 –24 g.

2.3. La Visión Moderna De La Estructura Atómica ¿Qué hace que un átomo de un elemento sea diferente de otro elemento? La respuesta se centra en el número de protones que hay en el núcleo del átomo: todos los átomos de un elemento tienen el


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mismo número de protones en el núcleo. El número específico de protones es diferente para los distintos elementos, además dado que un átomo no tiene carga eléctrica neta, el número de electrones que contiene, debe de ser igual al número de protones, por ejemplo todos los átomos de carbono contienen seis protones, y seis electrones, y la mayoría de estos átomos contienen también seis neutrones, aunque hay algunos que tienen más o menos neutrones.

2.3.1. Números atómicos

Todos los átomos se pueden identificar por el número de protones y neutrones que contiene. El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento, como el átomo contiene la misma cantidad de protones y electrones (recordemos que es eléctricamente neutro), por lo tanto el número atómico indica también el número de electrones que contiene el átomo. La identidad química de un átomo queda determinada exclusivamente por su número atómico, por ejemplo, el número atómico del nitrógeno es 7, esto significa que cada átomo de nitrógeno contiene 7 electrones y 7 protones, o bien visto de otra forma, en el universo el átomo que contenga 7 protones recibe el nombre de nitrógeno.

2.3.2. Número de masa El número de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento, con excepción de la forma más común del átomo de hidrógeno que tiene un protón y no tiene neutrones. En general el número de masa está dado por:

Número de masa = número de protones + número de neutrones Número de masa = número atómico + número de neutrones El número de neutrones en un átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el número atómico (A - Z). Por ejemplo el número de masa del flúor es de 19 y su número atómico es 9 ( lo que indica que tiene 9 protones en su núcleo) así, el número de neutrones en un átomo de flúor esta dado por : Número de neutrones = masa atómica – número atómico Número de neutrones = 19 – 9 Número de neutrones = 10 Obsérvese que el número de neutrones, el número de masa y el número atómico deben ser valores enteros positivos. Un elemento se representa de la siguiente manera:

XAZ

donde: X corresponde al símbolo atómico del elemento A corresponde al número de masa Z corresponde al número atómico Entonces:

O168

Representa que:


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El átomo de oxígeno tiene una masa de 16, número atómico 8 como el número atómico corresponde al valor de los protones y electrones, entonces número de electrones y protones 8, y para obtener los neutrones restamos a la masa el número atómico, número de neutrones 8.

2.3.3. Isótopos No todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tienen dos o más isótopos, que son átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. Por ejemplo existen tres isótopos de hidrógeno, uno de ellos se conoce como hidrógeno, tiene un protón y no tiene neutrones, el isótopo llamado deuterio que tiene un protón y un neutrón, y el tritio que tiene un protón y dos neutrones.

Así los isótopos del hidrógeno se representan como sigue:

H11 H2

1 H31

Hidrógeno Deuterio Tritio A el carbono se le conocen cuatro isótopos, donde el más común es el 12C (solo se está representando aquí la masa del átomo y se lee carbono-12)

Símbolo Número de protones Número de electrones

Número de neutrones

11C 6 6 5 12C 6 6 6 13C 6 6 7 14C 6 6 8

Un átomo de un isótopo específico es un Núclido, así un átomo de C14

6 es un núclido de C146 .

Las propiedades químicas de un elemento están determinadas, fundamentalmente por los protones y electrones de sus átomos; en condiciones normales los neutrones no participan en los cambios químicos. En consecuencia, los isótopos del mismo elemento tienen similar comportamiento químico, forman el mismo tipo de compuestos y reaccionan de manera semejante.

2.3.4. Modelo Cuántico Hemos aprendido que un átomo está formado por un núcleo que contiene protones y neutrones, con electrones que se mueven a cierta distancia de él. Aunque esta descripción es en esencia correcta, no explica en forma detallada las propiedades atómicas. El comportamiento de los átomos individuales no se parece a nada de lo que se conoce en el mundo macroscópico. Esto llevó a los científicos a desarrollar una nueva rama de la física a la que denominaron Teoría Cuántica, para explicar el comportamiento de estas partículas submicroscópicas.

La teoría cuántica permite predecir y entender el crucial papel que los electrones desempeñan en la química.


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Espectros de emisión:

Desde el siglo XVII, cuando Newton demostró que la luz solar está formada por varios componentes de colores que se pueden recombinar para producir luz blanca, los químicos y los físicos han estudiado las características de los espectros de emisión, es decir, espectros continuos o líneas espectrales de la radiación emitida por las sustancias. El espectro de emisión de una sustancia se obtiene al suministrar a una muestra del material energía térmica o alguna otra forma de energía. Por ejemplo, una barra de hierro al “rojo caliente” recién sacada de una fuente de alta temperatura produce un resplandor característico, este resplandor es visible y es una fuente de alta energía que se percibe por el ojo, el calor que emite la barra es otra parte del espectro de emisión, la región infrarrojo. Una característica común del espectro de emisión del Sol y de un sólido caliente es que ambos son continuos, es decir, todas las longitudes de onda de la luz visible están representadas en el espectro. Los espectros de emisión de los átomos en fase gaseosa no muestran una distribución continua de las longitudes de onda desde el rojo hasta el violeta, en lugar de ello, los átomos producen líneas brillantes en diferentes partes del espectro visible. Estos espectros de líneas corresponden a las emisiones de luz solo a longitudes de onda específicas. Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Las líneas características de un espectro atómico se pueden usar en análisis químico para identificar átomos desconocidos, al igual que las huellas digitales sirven para identificar personas.

Modelo de Bohr: Después de que Rutherford descubriera la naturaleza nuclear del átomo, los científicos pensaron en el átomo como un sistema solar en miniatura, en el que los electrones estaban en órbita alrededor del núcleo. Al explicar el espectro de líneas del hidrógeno, Bohr partió de esta idea, suponiendo que los electrones se mueven en orbitas circulares alrededor del núcleo. Sin embargo según la física clásica, una partícula con cargas eléctricas negativas 8como el electrón) que se mueve en una trayectoria circular debería de perder energía continuamente emitiendo radiación electromagnética y al perder energía, el electrón debería caer en espiral hasta unirse con el núcleo. Bohr en su necesidad de explicar este “problema”, lo enfoco en forma similar a Planck. Planck sostenía que los átomos y las moléculas podían emitir o absorber energía radiante solo en cantidades discretas, como pequeños cúmulos. Planck le dio el nombre de cuanto a la mínima cantidad de energía que podía ser emitida o absorbida en forma de radiación electromagnética. Además Bohr propuso que solo están permitidas orbitas con ciertos radios, correspondientes a ciertas energías definidas y que un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y se dice que está en un estado de energía permitido y que un electrón en este estado no irradia energía y por lo tanto no se mueve en espiral hacia el núcleo. Con base en estos supuestos, Bohr demostró que el electrón podía girar alrededor del núcleo solo en orbitas con ciertos radios específicos. Las orbitas permitidas tienen energías específicas, dadas por una formula sencilla:

( )

−= 2

1n

RE Hn n = 1,2,3,4.........

La constante RH se llama constante de Rydberg y tiene un valor de 2.18 x 10-18 J. El entero n, que tiene valores del 1 al infinito, se denomina número cuántico principal. Cada órbita corresponde a un valor distinto de n, y el radio de la órbita aumenta al aumentar n; de hecho, el radio es proporcional a n2. Así, la primera órbita permitida (la más cercana al núcleo) corresponde a n = 1, la siguiente órbita


27

permitida (la segunda cercana al núcleo) tiene n = 2 y así sucesivamente, el radio para la órbita n = 2 es 22 = 4 veces más grande que el radio de la órbita n = 1. El modelo atómico de Bohr fue muy importante porque introdujo la idea de los estados energéticos cuantizados para los electrones de los átomos, sin embargo el modelo solo podía explicar átomos y iones con un solo electrón, pero no podía explicar los espectros atómicos de otros átomos o iones. Así finalmente, el modelo de Bohr fue remplazado por una nueva forma de ver los átomos que mantiene el concepto de estados de energía cuantizados, pero agrega aplicaciones adicionales de la teoría cuántica de Planck. El principio de incertidumbre: El descubrimiento de las propiedades ondulatorias de la materia hizo surgir nuevas e interesantes preguntas acerca de la física clásica. Por ejemplo, una pelota que rueda hacia abajo por una rampa, mediante física clásica, podríamos calcular exactamente la posición de la pelota, por su dirección de movimiento y su rapidez en cualquier instante. ¿Podremos hacer lo mismo con un electrón que exhibe propiedades ondulatorias? Una onda se extiende por el especio y su posición no está definida con precisión, por lo tanto podemos esperar que sea imposible determinar exactamente donde está ubicado un electrón en un instante específico. A esto se le conoce como principio de incertidumbre y fue propuesto por Werner Heisenberg . La limitación es importante sólo cuando tratamos con materia en el nivel subatómico, es decir, cuando la masa es tan pequeña como la de un electrón. Si aplicamos este principio a los electrones de un átomo, nos dice que es imposible conocer simultáneamente tanto el momento exacto como su posición exacta en el espacio. Por lo consiguiente, no resulta apropiado imaginar a los electrones en movimiento en órbitas circulares bien definidas alrededor del núcleo. Los números cuánticos: El modelo de Bohr introdujo un solo número cuántico, n, para describir una orbita. El modelo de la mecánica cuántica emplea tres números cuánticos n, l, m, para describir a un orbital y para identificar los electrones que se ubican en ellos. Un cuarto número cuántico, s, describe el comportamiento específico de un electrón y completa la descripción de los electrones en los átomos.

• El número cuántico principal –n- puede tener valores enteros 1, 2, 3 y así sucesivamente. Al aumentar n, el orbital se hace más grande y el electrón pasa más tiempo lejos del núcleo. Un aumento en n implica además que el electrón tiene más energía y por lo tanto está unido con menor firmeza al núcleo.

n = 1, 2, 3, 4, 5 ................

El segundo número cuántico – número cuántico azimutal o angular l – indica la forma de los orbitales, los valores de l dependen del valor del número cuántico principal n, y va a tener valores enteros de 0 a (n-1).

Si n = 1 hay un solo valor posible para l: l = 0 ya que (n – 1) es (1 –1) = 0

Si n = 2 entonces:

l = 0 y 1 Si n = 3:


28

l = 0, 1 y 2 El valor de l en general está representado por las letras s, p, d, f, g .....como sigue:

l 0 1 2 3 4 5 Nombre del orbital s p d f g h

Entonces: si l = 0 tiene un orbital s, si l = 1 tiene un orbital p y así sucesivamente.

Al conjunto de orbitales con el mismo valor de n a menudo se le da el nombre de nivel o capa. Uno o más orbitales con los mismos valores de n y l se le conocen como subnivel o subcapa. Por ejemplo: la capa con n = 2 está formada por dos subcapas l = 0 y 1 (los valores permitidos para n = 2), estos subniveles son los subniveles 2s y 2p, donde 2 expresa el valor de n y s y p expresan los valores de l. El número cuántico magnético (ml) describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de un subnivel, el valor

de ml depende del valor del número cuántico l, ya que tiene valores desde –l hasta +l pasando por cero, es decir, si :

l = 0 entonces

ml = 0 si l = 1

ml = -1, 0 +1 si l = 2

ml = -2, -1, 0. +1, +2

El número cuántico de espín electrónico (ms) de acuerdo con la teoría electromagnética, una carga que gira genera un campo magnético, y es este movimiento lo que hace que el electrón se comporte como un imán. Los dos posibles movimientos de los electrones son en el sentido de las manecillas del reloj y el otro en sentido inverso. Por eso fue necesario introducir el cuarto número cuántico, conocido como número cuántico de espín electrónico (ms), que

tiene valores de +21

ó -21

. El espín electrónico es crucial para entender las estructuras electrónicas de los

átomos. En 1925 el físico de origen austriaco Wolfgang Pauli, descubrió el principio que gobierna la disposición de los electrones en los átomos de muchos electrones. El principio de exclusión de Pauli dice que en un átomo no puede haber dos electrones que tengan el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos n, l, ml y ms. Para un orbital dado los valores de n, l y ml están fijos, por lo tanto si queremos colocar más de un electrón en un orbital y satisfacer el principio de exclusión de Pauli, nuestra única opción es asignar diferentes valores de ms a los electrones. Dado que solo hay dos de estos valores, concluimos que un orbital puede contener un máximo de dos electrones, los cuales deben tener espines opuestos. Si representamos con líneas o casillas a los orbitales y con flechas a los electrones y consideramos al átomo de helio el cual solo tiene dos electrones, estos deben estar localizados en el primer nivel , es decir n = 1, l = 0 solo tiene un orbital, donde se deben colocar los electrones, de esta forma hay tres maneras posibles para realizarlo: He


29

1s2 1s2 1s2 a) b) c) Los diagramas a y b están prohibidos por el principio de exclusión de Pauli, ya que tendrían los

cuatro números cuánticos iguales, (n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +21 ) en el caso a, para el caso b, los dos

electrones tendrían números cuánticos como: (n = 1, l = 0, ml = 0, ms = -21 ), por lo tanto la

configuración correcta para el átomo de helio es la c. Se lee uno s dos (1s2). Relación entre los valores de n, l y ml hasta n = 4

n

Valores posibles

de l

Designación de subcapa

Posibles valores

de ml

Número de

orbitales en subcapa

Electrones en orbital

Número total de orbitales

en la capa

Electrones por capa

1 0 1s 0 1 2 1 2 2 0

1 2s 2p

0 -1, 0, +1

1 3

2 6

4

8

3 0 1 2

3s 3p 3d

0 -1, 0, +1

-2,-1,0,+1,+2

1 3 5

2 6 10

9

18 4 0

1 2 3

4s 4p 4d 4f

0 -1, 0, +1

-2,-1,0,+1,+2 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3

1 3 5 7

2 6 10 14

16

32

Orbitales atómicos: Aunque en principio un electrón se puede encontrar en cualquier lugar, se sabe que la mayor parte del tiempo está muy cerca del núcleo. Así, entonces, un orbital atómico puede considerarse como la función de onda del electrón de un átomo. Cuando se dice que un electrón está en cierto orbital, significa que la distribución de la densidad electrónica o la probabilidad de encontrar el electrón en ese espacio. Orbitales s: Aunque es difícil describir la forma que tiene un orbital, es conveniente pensar en los orbitales en función de formas específicas. Se puede representar un orbital s dibujando un diagrama de contorno de superficie que englobe aproximadamente el 90% de la densidad electrónica total de un orbital, entonces un orbital s representado de esta forma es prácticamente una esfera. La representación del tamaño del orbital varía según el nivel de este: así:


30

1s 2s 3s

Orbitales p: debemos aclarar que los orbitales p comienzan con el número cuántico principal n = 2, ya que si n = 1, el valor para el número cuántico l solo puede ser cero, en consecuencia solo hay un orbital 1s. Si se comienza con n = 2 y l = 1, se tienen tres orbitales 2p: 2px, 2py y 2pz , la letra del subíndice indica el eje a lo largo del cual se orientan los orbitales. Estos tres orbitales p son idénticos en tamaño, forma y energía y solo difieren en su orientación. Observe, sin embargo que no hay una relación simple entre los valores de ml y las direcciones x, y y z. En los diagramas de contorno de superficie de los orbitales p se puede ver que cada orbital p puede ser imaginado como dos lóbulos a los lados opuestos del núcleo. Al igual que los orbitales s, los orbitales p aumentan de tamaño desde 2p a 3p s 4p y así sucesivamente. Orbitales d y otros orbitales de mayor energía: Cuando l = 2, existen cinco valores de ml, que corresponden a cinco orbitales d. El valor mínimo de n para un orbital d es 3. Como l nunca puede ser mayor que n – 1, cuando n = 3 y l = 2, se tienen cinco orbitales 3d, 3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx

2-y2 y 3dx

2. Como en el caso de los orbitales p las diferentes orientaciones de los orbitales d corresponden a los diferentes valores de ml , pero no hay correspondencia entre una orientación dada y los diferentes valores de ml. Todos los orbitales 3d de un átomo tienen energía idéntica. Los orbitales de más energía que los orbitales de se representan con f, g y así sucesivamente. Los orbitales f son importantes para explicar el comportamiento de los elementos con número atómico mayor de 57, aunque es difícil representar su forma. 2.3.5. Configuración electrónica de los elementos La forma en que los electrones se distribuyen entre los diferentes orbitales de un átomo es su configuración electrónica.

Los orbitales se llenan en orden de energía creciente con un máximo de dos electrones por orbital. Como ejemplo se puede considerar el átomo de litio que tiene tres electrones (es importante recordar que el número atómico corresponde al valor numérico de electrones presentes en un átomo). El orbital 1s puede dar cabida a dos electrones, entonces el tercer electrón se colocará en el orbital 2s.

Cualquier configuración electrónica se puede resumir escribiendo el símbolo de la subcapa ocupada y agregando un superíndice o para indicar el número de electrones que hay en esa subcapa. Por ejemplo en el caso del litio sería 1s2 2s1. También se puede mostrar la disposición de los electrones así:

Li

1s 2s En este tipo de representación que se llama diagrama de orbitales, cada orbital se representa con un cuadrito y cada electrón con una flecha, que puede apuntar hacia arriba (↑) que representa a un


31

electrón con número cuántico de espín positivo (ms = +21 ) y con una flecha hacia abajo (↓) que

representa un electrón con número cuántico de espín negativo (ms = -21 ).

Cuando dos electrones con espines opuestos ocupan el mismo orbital, decimos que están apareados. Un electrón no apareado no está acompañado por otro de espín opuesto. En el átomo de litio, los dos electrones del orbital 1s están apareados, mientras que el electrón del 2s está desapareado. La siguiente figura ilustra el orden de llenado de los orbitales atómicos en los átomos polielectrónicos: (recuerde que es según el nivel de energía creciente de los orbitales)

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p Recordemos que el subnivel s solo puede contener 2 electrones, el p 6 electrones, el d 10 electrones y el f 14 electrones. De esta manera, las configuraciones electrónicas para los primeros 20 elementos serán: H 1s1

He 1s2

Li 1s22s1

Be 1s22s2 B 1s22s22p1 C 1s22s22p2

N 1s22s22p3 O 1s22s22p4

F 1s22s22p5 Ne 1s22s22p6 Na 1s22s22p63s1 Mg 1s22s22p63s2 Al 1s22s22p63s23p1 Si 1s22s22p63s23p2 P 1s22s22p63s23p3 S 1s22s22p63s23p4 Cl 1s22s22p63s23p5 Ar 1s22s22p63s23p6 K 1s22s22p63s23p64s1 Ca 1s22s22p63s23p64s2

Notamos que cada nivel comienza siempre con el subnivel s, así el número que precede al último subnivel, corresponde al número de niveles que tiene el átomo, por ejemplo en el caso del Ca: Ca 1s22s22p63s23p64s2


32

El último valor del subnivel s es 4, lo cual nos indica que tiene 4 niveles, los electrones en la última capa es decir 2, corresponde al grupo al cual pertenece el elemento, entonces podemos deducir que el Ca esta en el nivel 4 y grupo 2. Esto se puede hacer para elementos de los grupos “A”. Como podremos ver además, resulta bastante largo y tedioso realizar tanto las configuraciones electrónicas, como los diagramas de orbitales para átomos de elementos con número atómico más grande, por eso se pueden realizar configuraciones y diagramas electrónicos abreviados. Para esto solo es necesario saber cuál es el gas noble que está en el nivel o período superior al del elemento que tratamos, en este caso es el 36Kr y se completa, es decir: La configuración electrónica del Kr es: 36Kr 1s22s22p63s23p64s23d104p6

en la cual solo incluimos lo faltante de la configuración, y resulta más corta y menos complicada. Además podemos incluir aquí otra regla, que se llama regla de máxima multiplicidad de Hund, la cual establece que la distribución más estable de electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espines paralelos, por lo cual si revisamos el diagrama de electrones para el 51Sb, podremos darnos cuenta que en los orbitales 5p3 tenemos: 5px 5py 5pz en lugar de: 5px 5py 5pz La segunda opción, aunque no viola el principio de exclusión de Pauli, no cumple con la regla de Hund, por lo cual, la primera opción es la correcta. Para cada electrón podemos describir los números cuánticos, por ejemplo para el 17Cl, si se pide que se describa los números cuánticos para el último electrón, entonces: Primero realizamos la configuración electrónica, como el gas noble anterior a el es el 10Ne, entonces: 17Cl [10Ne]3s23p5

Si se realiza el diagrama de orbitales tendríamos que: 17Cl [10Ne] 3s 3px 3py 3pz


33

n = 3 l = 1 ml

= 0

ms = -21

Si observamos el diagrama de electrón, nos damos cuenta que la representación del orbital en el cual se encuentra el último electrón es el 3py, (no es el 3pz, ya que llenamos primero con electrones con espín paralelo y luego los apareamos, de este modo el último electrón es el que se representa con la flecha hacia abajo en el orbital 3py). Recuerde que el número cuántico principal n es el nivel en el que se encuentra, en este caso es 3, el valor de l (número cuántico azimutal) puede ser 0, 1 y 2 en este caso es 1 ya que corresponde a la letra p, (recuerde que 0 = s, 1 = p, 2= d, etc.), la designación de ml = 0 es arbitraria ya que no existe relación simple, recuerde que los valores posibles son –1, 0, +1 (por lo general se tomará en el siguiente orden, primero los números negativos, luego el cero y después los positivos, siendo así, 3px

corresponderá a –1, 3py a 0 y 3pz a +1), el número cuántico de espín corresponde a -21 , ya que se

encuentra con el espín abajo. De esta manera podremos asignarle los valores de los números cuánticos a cada electrón de un átomo. Química Nuclear: La química nuclear estudia las reacciones que implican cambios en el núcleo atómico, esta ama de la química comenzó con el descubrimiento de la radiactividad natural por Antoine Becquerel y creció con las investigaciones posteriores de Pierre y Marie Curie y otros científicos. La química nuclear es un tema frecuente y controvertido en la actualidad, por sus aplicaciones en la fabricación de bombas atómicas, bombas de hidrógeno y de neutrones, incluso el uso pacífico de la energía nuclear. Esto se debe, en parte a la preocupación por la seguridad en las plantas de energía nuclear y también por los problemas que ocasiona eliminar los desechos radiactivos. Cuando los núcleos cambian espontáneamente y emiten radiación, se dice que son radiactivos. Los núcleos que son radiactivos se llaman radionúclidos y los átomos que contienen esos núcleos se llaman radioisótopos. 2.3.6. Empleo de los radioisótopos Los isótopos radiactivos y los isótopos semejantes tienen muchas aplicaciones en la ciencia y la medicina:

Determinación estructural: Se pueden utilizar radioisótopos como “marcas” dentro de reacciones, para determinar las estructuras de iones y compuestos. Estudio de la fotosíntesis:

El isótopo 18O se utilizó para determinar el origen del O2. El isótopo radiactivo de 14C ayudó a determinar la ruta del carbono en la fotosíntesis y medir la cantidad de radiactividad en cada


34

compuesto que contenía carbono, de este modo se pudo trazar con facilidad la ruta desde el CO2, pasando por los compuestos intermedios, hasta llegar al carbohidrato. Usos en la medicina:

Los isótopos en particular los isótopos radiactivos que se utilizan para trazar la ruto de los átomos de un elemento en un proceso químico o biológico se llaman trazadores.

El sodio-24, se inyecta en el torrente sanguíneo como disolución salina, se puede rastrear el flujo sanguíneo y descubrir posibles constricciones y obstrucciones del sistema circulatorio.

El yodo-131 se utiliza para medir la actividad de la glándula tiroides, para detectar algún problema en su funcionamiento, se le da al paciente a beber una disolución que contenga una cantidad conocida de yodo-131 y se mide la radiactividad de la tiroides para ver si el yodo se absorbe a la velocidad normal.

El tecnecio es uno de los elementos más útiles en la medicina nuclear, aunque este metal no se encuentra en la tierra, sino que se prepara en el laboratorio, al paciente se le administra por vía intravenosa u oral una disolución que lo contenga y se pueden obtener imágenes de órganos como corazón, hígado y pulmones.

Estas son solo algunas aplicaciones médicas. Es importante recalcar que la cantidad utilizada de los radioisótopos en los humanos es mínima, de lo contrario, el paciente podría sufrir daño permanente por la radiación de alta energía. La principal ventaja que tiene utilizar isótopos radiactivos como trazadores es que se descubren con facilidad, con técnicas fotográficas o con aparatos llamados contadores de centelleo se pueden percibir cantidades muy pequeñas. Fechado: Puesto que la vida media de cualquier núclido en particular es constante, la vida media puede servir como un reloj molecular para determinar la edad de diferentes objetos. Por ejemplo el carbono-14 se ha usado para determinar la edad de los diferentes materiales orgánicos. 2.3.7. Desintegraciones nucleares: Cuando un núcleo se desintegra espontáneamente, se dice que ha sufrido desintegración radioactiva o se ha desintegrado. Desintegración alfa (α):

La radiación alfa (α) consiste en una corriente de núcleos de helio -4 conocidos como partículas alfa, las cuales se denotan como He4

2 o α42 .

Cuando un núcleo de uranio 238 pierde una partícula alfa, el fragmento restante tiene un número atómico90 y un número de masa de 234. Por lo tanto es un núcleo de torio-234. Esta reacción puede representarse por medio de la ecuación nuclear :

HeThU 4

2234

9023892 +→

Observe que la suma de los números de masa en ambos lados de la ecuación es la misma (238 = 234 + 4). De forma semejante, la suma de los números atómicos de ambos lados de la ecuación es la misma (92 = 90 + 2).


35

La reacción que representa la desintegración alfa del radio-226 sería:

HeRnRa 42

22288

22688 +→

La reacción que representa la desintegración alfa del polonio-212 :

HePbPo 42

20882

21284 +→

Radiación Beta (β): La radiación beta (β) se compone de corrientes de partículas beta, qu3e son electrones de alta velocidad emitidos por un núcleo inestable. Las partículas beta se representan en las ecuaciones como

e01− o a veces como β0

1− . El superíndice cero indica que la masa del electrón es extremadamente pequeña en comparación con la masa de un nucleón. El subíndice –1 indica la carga de la partícula, que es opuesta a la del protón. El yodo-131 es un ejemplo de un isótopo que sufre una desintegración por emisión beta.

eXeI 01

13154

13153 −+→

Observe que la desintegración beta da por resultado un aumento en el número atómico de 53 a 54. La emisión beta equivale a la conversión de un neutrón n1

0 en un protón p11 o H1

1 , la cual aumenta el número atómico en 1:

epn 01

11

10 −+→

Sin embargo, tan sólo porque se expulsa un electrón del núcleo, no debemos pensar que el núcleo está compuesto de estas partículas, así como no consideramos que un fósforo está compuesto de chispas simplemente porque las desprende cuando se frota. El electrón comienza a existir solo cuando el núcleo sufre una reacción nuclear. El torio-231 sufre desintegración radiactiva de la siguiente forma:

ePaTh 01

23191

23190 −+→

Radiación gamma (γ): La radiación gamma (γ) o rayos gamma se compone de fotones de alta energía, es decir, radiación electromagnética de longitud de onda muy corta. La radiación gamma no modifica el número atómico ni el número de masa de un núcleo, y se representa como γ0

0 o simplemente γ. Casi siempre acompaña a otra emisión radiactiva porque representa la energía que se pierde cuando los nucleones que quedan se reorganizan en arreglos más estables. Ejemplo:

γ00

23892

23892 +→ UU

Emisión de positrones: Un positrón es una partícula que tiene la misma masa que el electrón pero con carga opuesta. El positrón se representa como e0

1 . El carbono 11 es un ejemplo de un isótopo que se desintegra por emisión de un positrón.

eBC 01

115

116 +→

Otro isótopo que sufre este tipo de desintegración es el oxígeno-15 de la siguiente forma:


36

eNO 01

157

158 +→

Observe que la emisión de un positrón causa que el número atómico disminuya en 1. Esta emisión tiene el efecto de convertir un protón en un neutrón, con lo que el número atómico del núcleo disminuye en 1:

enp 01

10

11 +→

Captura de electrones: La captura de electrones es la captura por parte del núcleo de un electrón de una capa interna de la nube de electrones que rodea al núcleo. El rubidio-81 sufre desintegración de esta manera:

KrbitalelectrónoreRb 8136

01

8137 )( →+−

Puesto que el electrón se consume en lugar de formarse en el proceso, se muestra en el lado de los reactivos de la ecuación. La captura de electrones, como la emisión de positrones, tiene el efecto de convertir un protón en un neutrón:

nep 10

01

11 →+−

El mercurio-201 también sufre este tipo de reacción:

AueHg 20179

01

20180 →+−

El siguiente cuadro resume las partículas comunes en la desintegración radiactiva y en las transformaciones nucleares: Partícula Símbolo Neutrón n1

0 Protón H1

1 ó p11

Electrón e01−

Partícula alfa He42 ó α4

2 Partícula beta e0

1− ó β01−

Positrón e01

________________________________ 2.3.8. Energía Nuclear La energía de unión nuclear es una medida cuantitativa de la estabilidad nuclear y es la energía que se requiere para romper un núcleo en sus protones y neutrones. Esta cantidad representa la conversión de masa a energía que sucede durante una reacción nuclear exotérmica. 2.3.9. Fisión y Fusión Nuclear La fisión nuclear es un proceso en el que un núcleo pesado (numero de masa > 200) se divide para formar núcleos más pequeños de masas intermedias y uno o más neutrones. Puesto que el núcleo pesado es más estable que sus productos este proceso libera gran cantidad de energía.

La primera reacción de fisión nuclear que se estudió fue la de uranio-235 bombardeado con neutrones lentos cuya velocidad es comparable a la de las moléculas del aire a temperatura ambiente. En estas condiciones el uranio-235 experimenta una fisión nuclear como se muestra en la siguiente figura:


37

Esta reacción se puede representar como:

nXeSrnU 10

14354

9038

10

23592 3++→+

Se han encontrado 200 isótopos diferentes de 35 elementos distintos entre los productos de fisión nuclear del uranio-235. Casi todos ellos son radiactivos. Otras reacciones que podemos incluir de fisión del uranio son:

nZnTeUn 10

9740

13752

23592

10 2++→+

nKrBaUn 1

09136

14256

23592

10 3++→+

En promedio se producen 2.4 neutrones por cada fisión de uranio-235. Si una reacción produce dos neutrones, estos neutrones pueden causar dos fisiones y así sucesivamente, el número de fisiones y la energía liberada crecen rápidamente y si el proceso no se controla, el resultado es una violenta explosión. Las reacciones que se multiplican de esta forma se llaman reacciones en cadena. Para que se lleve a cabo una reacción de fisión en cadena, la muestra de material fisionable debe tener una masa mínima. De lo contrario, los neutrones escapan de la muestra antes de que tenga


38

oportunidad de golpear otro núcleo y causar una fisión adicional. La cadena se detiene si se pierden suficientes neutrones. La cantidad de material fisionable que es suficientemente grande para mantener la reacción en cadena con una velocidad de fisión constante se llama masa crítica. Cuando está presente una masa crítica de un material, solo un neutrón de cada fisión es capaz de producir otra fisión. La masa crítica del uranio-235 es de alrededor de 1 kilogramo. Si está presente más de una masa crítica del material fisionable, son muy pocos los neutrones que se pueden escapar. La reacción en cadena multiplica por tanto el número de fisiones, lo que puede llevar a una explosión nuclear. Una masa mayor que la masa crítica se denomina masa supercrítica. La fusión nuclear es la combinación de pequeños núcleos en otros más grandes. Este comportamiento sugiere que si dos núcleos ligeros se combinan o se fusionan para formar un núcleo más grande y más estable se liberará una cantidad considerable de energía en el proceso. Esta es la base de las investigaciones para aprovechar la fusión nuclear como fuente de energía. La fusión nuclear ocurre de manera continua en el sol formado principalmente por hidrógeno y helio, en su interior donde las temperaturas alcanzan cerca de los 15 millones de grados Celsius, se supone que se llevan a cabo las siguientes reacciones:

eHeHHeHHeHeHe

HeHHeHHH

01

42

11

32

11

42

32

32

32

21

11

01

21

11

11

2

+→+

+→+

→+

+→+

Se han propuesto teorías para la generación de los demás elementos a través de procesos de fusión. Como las reacciones de fusión solo ocurren a temperaturas muy elevadas, a menudo se les llama reacciones termonucleares. Estas reacciones por lo tanto representan un problema, la temperatura más baja que se necesita para fusionar deuterio ( )H2

1 con tritio ( )H31 requiere una temperatura de alrededor de 40,000,000 º K.

( )H2

1 + ( )H31 ( ) nHe 1

042 +→

Estas temperaturas solo se han conseguido usando una bomba atómica para iniciar el proceso de fusión, es evidente que este enfoque lo hace inaceptable como generación de energía. Las investigaciones se han concentrado en el uso de un aparato llamado tokamak, que emplea fuertes campos magnéticos para contener y calentar la reacción. Se han alcanzado temperaturas de cerca de los 3,000,000 º K en un tokamak, pero esto todavía no es suficiente para iniciar una fusión continua. Gran parte de las investigaciones también se han encaminado al uso de potentes laceres para generar las temperaturas necesarias. 2.4 Ejercicios

2.4.1 Dé el número nombre del elemento, número atómico, masa atómica, número de protones, electrones y neutrones del siguiente ejemplo:

Au19779

Respuesta Elemento = Oro; Número atómico (Z) = 79; Número de electrones = 79;


39

Número de protones = 79; Número de masa (A)= 197; Número de neutrones (A- Z) =118

2.4.2 Realice la configuración electrónica y el diagrama de los orbitales para el 51Sb, además de la configuración electrónica abreviada.

Respuesta 51Sb 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p3 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s 3d 3d 3d 3d 3d 4px 4py 4pz 5s 4d 4d 4d 4d 4d 5p 5p 5p 51Sb [36Kr ] 5s24d105p3


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UNIDAD III

PERIODICIDAD QUÍMICA Se ha observado que algunos elementos forman compuestos sólo con unos cuantos elementos (o con ninguno), mientras que otros se combinan con casi todos los demás (por ejemplo, el oxígeno), o forman millones de compuestos (por ejemplo, el carbono). Algunos elementos son metales, y otros carecen, evidentemente, de propiedades metálicas. Ciertas sustancias son gases, otras líquidas y otras sólidas. Algunos sólidos son suaves (parafina), otros bastante duros (diamante) y otros muy resistentes (acero). Es obvio que existen diferencias significativas entre los enlaces químicos y otras fuerzas de atracción que mantienen juntos a los átomos en diferentes sustancias. Los compuestos se forman cuando los átomos de distintos elementos se unen por enlaces químicos. Estos enlaces se descomponen cuando los átomos se separan y el compuesto original deja de existir. Las fuerzas de atracción entre los átomos son de naturaleza eléctrica, y en las reacciones químicas entre los átomos se efectúan cambios de sus estructuras electrónicas. La configuración electrónica del elemento determina su posición en la tabla periódica; también determina el tipo de enlace químico que el elemento puede formar. 3.1 La Tabla Periódica. El descubrimiento de nuevos elementos químicos ha sido un proceso continuo desde tiempos antiguos. Ciertos elementos como el oro, aparecen en la naturaleza en forma elemental y por ello se descubrieron hace miles de años. En cambio, algunos elementos son radiactivos e intrínsecamente inestables. Solo sabemos de ellos gracias a los avances tecnológicos del siglo XX. La mayor parte de los elementos, aunque estables, se encuentran dispersos ampliamente en la naturaleza y se incorporan en numerosos compuestos. Por ello, durante siglos, los científicos no se dieron cuenta de su existencia.

A principios del siglo XIX, los avances de la química hicieron más fácil aislar los elementos de sus compuestos. En consecuencia, el número de elementos conocidos se duplicó de 31 en 1800 a 63 hacia 1865. En el siglo XIX los químicos buscaron un método para clasificar los elementos conocidos, surgiendo así el grupo de los metales y los no metales, con referencia a su capacidad para conducir calor y electricidad.

En 1820 se observó que podían agruparse las sustancias por sus propiedades semejantes, como el Li, Na y K ó Cl, Br, I.

En 1860 con la aceptación de la Ley de Avogadro y el poder de combinación de los elementos (por ejemplo un átomo de sodio al combinarse con uno de cloro da cloruro de sodio, dos átomos de cloro con uno de calcio da cloruro de calcio) da una idea más clara de las propiedades de los elementos. 3.2 Clasificación De Mendeleev En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleev y el químico alemán, Lothar Meyer, publicaron en forma independiente ordenamiento de los elementos conocidos, que son muy similares a la tabla periódica que se usa en la actualidad. La clasificación de Mendeleev se basó principalmente en las


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propiedades químicas de los elementos, mientras que la de Meyer se basó principalmente en propiedades físicas. Las tabulaciones fueron sorpresivamente similares. Ambos indican la periodicidad o repetición periódica regular de propiedades al incrementar el peso atómico.

Mendeleev ordenó los elementos conocidos según el aumento de peso atómico en secuencias sucesivas, de manera que los elementos con propiedades químicas similares quedasen en la misma columna. Observó que tanto las propiedades físicas como químicas de los elementos varían en forma periódica según el peso atómico. Su tabla periódica de 1872 contenía los 62 elementos conocidos en esa época. Uno de los éxitos más significativos de la tabla periódica de Mendeleev fue que tuvo en cuenta elementos desconocidos al construirla. Cuando consideró que “faltaba” algún elemento, dejaba el espacio en blanco, prediciendo sus propiedades en base a las de sus vecinos, por ejemplo el germanio, que fue descubierto hasta1882. Debido a que el ordenamiento de Mendeleev de los elementos se basó en el incremento de pesos atómicos, aparentemente varios elementos quedaron fuera de lugar en su tabla. Mendeleev los colocó en lugares que correspondían a sus propiedades. Pensó que la aparente inversión de pesos atómicos se debía a valores inexactos de los mismos. Una redeterminación cuidadosa de los mismos demostró que los valores eran correctos. La resolución del problema de los elementos “fuera de sitio” tuvo que aguardar al desarrollo del concepto de número atómico.

En 1913, dos años después de que Rutherford propusiera el modelo nuclear del átomo, un físico inglés llamado Henry Moseley, desarrolló el concepto de números atómicos. Moseley determinó la frecuencia de los rayos X emitidos después de que diferentes elementos se bombardeaban con electrones de alta energía, y vio que cada elemento produce rayos X con una frecuencia característica; además observó que por lo general la frecuencia aumentaba al aumentar la masa atómica. Moseley acomodó las frecuencias de rayos X en orden asignándoles un número entero singular, llamado número atómico a cada elemento. Ahora nos damos cuenta de que el número atómico es igual tanto al número de protones en el núcleo como al número de electrones que hay en el átomo.

El concepto de número atómico aclaró algunos problemas del modelo temprano de la tabla periódica, que se basaba en los pesos atómicos. Por ejemplo, el peso atómico del Ar (Z = 18) es mayor que el del K (Z = 19). Sin embargo, cuando los elementos se acomodan en orden de número atómico creciente, en lugar de peso atómico creciente, Ar y K aparecen en sus lugares correctos de la tabla. Los estudios de Moseley también predijeron “agujeros” en la tabla periódica, que dieron lugar al descubrimiento de nuevos elementos.

3.3 Grupos o Familias. La ley periódica indica que si se ordenan los elementos conforme aumenta su número atómico, se encuentran en forma periódica elementos con propiedades físicas y químicas similares. Las tablas periódicas que se emplean en la actualidad son ordenamientos de este tipo.

Las columnas verticales se conocen como grupos o familias y las líneas horizontales como períodos. Los elementos de un grupo tienen propiedades químicas y físicas similares, y los que se encuentran dentro de un período tienen propiedades que cambian en forma progresiva a través de la tabla desde elementos que tienen un carácter altamente metálicos, es decir, tendencia a formar un ion positivo,


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hasta elementos no metálicos (electronegativos) que tienen tendencia a formar un ion negativo. Los diversos grupos de elementos tienen nombres comunes que se emplean con tal frecuencia que en conveniente memorizarlos.

3.3.1 Gases Nobles. Se encuentran al final de cada período en el grupo 0. Son gases monoatómicos, incoloros, químicamente no reactivos y diamagnéticos. Con excepción del helio todos tienen configuraciones externas muy estables ns2 np6.

3.3.2 Elementos Representativos. Se encuentran en la familia A de la tabla periódica e incluyen metales y no metales. Tienen una gran variedad de comportamiento químico y propiedades físicas. Todos sus niveles están completos excepto el de valencia (exterior) en el cual los electrones son los de valencia y el número es el mismo que el del grupo. La química depende de los electrones de valencia.

3.3.3 Elementos De Transición. Son de la familia B. Todos estos elementos son metales. Se caracterizan por la estructura interna ya que el electrón diferenciante entra en el subnivel d. La mayoría son paramagnéticos y forman compuestos muy coloreados.

3.3.4 Elementos De Transición Interna. Pertenecen al 6° y 7° períodos. La serie lantánida son 14 elementos del sexto período que siguen al lantano, y la actínida es la serie del séptimo período que sigue al actinio. El electrón diferenciante en cada átomo es un electrón f. Se agrega al nivel que está a dos niveles más adentro que el nivel más externo. Todos son metales paramagnéticos y sus compuestos son muy coloreados. 3.4 Propiedades Periódicas. Muchas propiedades físicas, como los puntos de fusión, puntos de ebullición y volúmenes atómicos, muestran variaciones periódicas. En esta unidad se describirán las variaciones de mayor utilidad para predecir propiedades químicas. Las variaciones de estas propiedades dependen de las configuraciones electrónicas, en especial de la configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al núcleo.

3.4.1 Radio Atómico. La forma cómo reaccionan los átomos depende de varios factores: • Carga nuclear • Configuración electrónica • Tamaño efectivo del átomo. Según la teoría ondulatoria pronostica que más allá de una región de alta densidad, la nube electrónica del átomo se desvanece gradualmente y termina en el infinito. Es por esto que no se puede aislar y medir un átomo solo.


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Sin embargo, se puede medir la distancia entre dos átomos enlazados entre sí para conocer los radios atómicos. Por ejemplo: La distancia del enlace Cl-Cl en la molécula Cl2 es 198 pm (picómetros), la mitad de ese valor, 99 pm corresponderá al radio del Cl como se muestra en la figura 3.1.

Figura 3.1 Una forma de definir el radio de un átomo se basa en la distancia d entre los núcleos de dos átomos de un elemento en una molécula o cristal. Suponemos que el átomo es una esfera dura con un radio igual a la mitad de la distancia del enlace, ½ d.

Dentro de la tabla periódica el aumento del radio atómico se observa de arriba hacia abajo en cada uno de los grupos tal como se aprecia en la figura 3.2.

Figura 3.2 Radios atómicos de los primeros 54 elementos de la tabla periódica. La altura de la barra para cada elemento es proporcional a su radio, lo que produce un “mapa de relieve” de los radios.


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En los períodos disminuye el radio atómico de izquierda a derecha, ya que progresivamente se va añadiendo un protón al núcleo y un electrón en el mismo nivel, aumentando la carga nuclear efectiva en el electrón. Estos electrones son atraídos hacia el núcleo y el tamaño disminuye.

3.4.2 Radio Iónico. Los elementos del grupo IA fácilmente pierden un electrón para adquirir configuración de gas noble. Un átomo de litio tiene 3 protones en el núcleo y 3 electrones, estando el electrón más externo en el orbital 2s. Sin embargo, un ion litio, Li+ contiene tres protones en el núcleo pero solo dos electrones, ambos en el orbital 1s, de manera que el ion litio es mucho menor que el átomo neutro Li. De igual forma, un ion sodio es mucho menor que un átomo de sodio. En la figura 3.3 se muestran los cambios de tamaño que se producen cuando los metales alcalinos se convierten en cationes y los halógenos en aniones.

Figura 3.3 Comparación del radio atómico con el radio iónico. a) metales alcalinos y cationes de los metales alcalinos. b) halógenos y iones halogenuros. Las especies isoelectrónicas tienen el mismo número de electrones. Los iones del grupo IIA (Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+ y Ba2+) son más pequeños que los iones isoelectrónicos que forman los elementos del grupo IA en el mismo período, esto es de esperarse. El ion de Be2+, se forma cuando el átomo de Be pierde ambos electrones 2s, mientras su carga nuclear 4+ permanece constante. Es de esperarse que esta carga atraiga a los electrones restantes con bastante fuerza. Una comparación de los radios iónicos de los elementos del grupo IIA con sus radios atómicos indica la validez de este razonamiento. Ejemplo: Mg 2+ r = 0.65ª = 10 electrones Na + r = 0.95ª = 10 electrones


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Un razonamiento similar indica que los iones del grupo de los metales IIIA (Al3+, Ga3+, In3+, Tl3+) deben ser aún más pequeños que los iones de los elementos del grupo IA y IIA de los mismos períodos. Esto se puede observar en la figura 3.4.

Figura 3.4 Serie isoelectrónica de iones.

Los elementos de los grupos VIIA (F, Cl, Br, I) con configuración ns2 np5 ganan un electrón para adquirir configuración de gas noble. Estos 8 electrones se repelen con mayor fuerza que los 7 originales de manera que la nube electrónica se expande. Ejemplo:

F r = 0.64 A F- r = 1.36 A Cl r = 0.99 A Cl- r = 1.81 A En la figura 3.5 se muestran los radios de los iones más comunes comparando con los átomos neutros.

Figura 3.5 Comparaciones de los radios, en A, de los átomos neutros y los iones para varios de los grupos de elementos.


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Conclusiones: Los aniones son más grande que los átomos neutros de los cuales se derivan. Los cationes son más chicos que los átomos neutros de los cuales se originan. Dentro de la serie isoelectrónica de iones, los radios iónicos disminuyen al aumentar el número atómico.

3.4.3 Energía de Ionización.

La facilidad con que los electrones se pueden sacar de un átomo es un indicador importante del comportamiento químico de átomo. A la cantidad de energía requerida para eliminar los electrones menos retenidos por un átomo que se halla en su estado fundamental se llama primera energía de ionización (EI1).

A (g) A+(g) + e-

Átomo gaseoso neutro catión Ejemplo: Ca(g) + 590 Kj Ca+(g) + e-

Para el calcio la primera energía de ionización es 590 Kj/mol. La segunda energía de ionizacíon (EI2), es la cantidad de energía que se requiere para desplazar al segundo electrón. En el caso del calcio se representa así:

Ca+ (g) + 1145Kj Ca2+(g) + e-

Para un caso dado EI2 siempre es mayor que EI1 porque siempre es más difícil desplazar a un electrón de un ion con carga positiva que del átomo neutro correspondiente. La energía de ionización mide la fuerza con que los electrones están enlazados a los átomos. Cuando el sistema absorbe energía se le da signo positivo, siendo el proceso endotérmico, y cuando desprende energía se le asigna signo negativo y el proceso de éste tipo se llama exotérmico.

Tabla 3.1 Valores sucesivos de las energías de ionización, I, para los elementos del sodio al argón ( kJ/mol)

Las energías de ionización para los elementos del sodio al argón se muestran en la tabla 3.1. Advierta que las energías de ionización de un elemento aumentan en magnitud conforme se eliminan electrones sucesivos: I1 < I2 < I3, etc. Esta tendencia se debe a que la carga nuclear positiva que proporciona la fuerza de atracción permanece constante, mientras que el número de electrones, que producen interacciones de repulsión, disminuye continuamente. Esto hace que aumente la carga nuclear efectiva que experimentan los electrones restantes.


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Cuanto mayor es la carga nuclear efectiva, mayor es la energía requerida para eliminar un electrón. Una segunda característica importante de la tabla 3.1 es el marcado aumento en la energía de ionización que ocurre cuando se elimina un electrón de capa interna. El gran salto de energía se debe a que el electrón de capa interna está mucho más cerca del núcleo y experimenta una carga nuclear efectiva mucho mayor que los electrones de la capa de valencia. Esta observación apoya la idea de que solo los electrones más exteriores intervienen para compartir y transferir electrones que dan origen a los enlaces y reacciones químicas. Los electrones internos están unidos con demasiada fuerza al núcleo como para perderse del átomo o siquiera compartirse. En general, la energía de ionización aumenta a través del período de izquierda a derecha, debido a que el radio atómico disminuye (se hacen más pequeños) y la carga nuclear efectiva aumenta dificultándose más y más la eliminación de electrones. Dentro de un grupo, la energía de ionización disminuye de arriba hacia abajo debido a que los átomos se agrandan y es más fácil eliminar los electrones. Conocer la energía de ionización permite predecir si el compuesto que se forma será iónico o covalente, cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es quitar un electrón.

Elementos con EI baja, pierden electrones dando lugar a cationes que formarán compuestos iónicos. Elementos con EI intermedia comparten sus electrones con otros elementos formando compuestos covalentes. Elementos con EI alta (grupos VI y VIIA) ganan electrones para formar aniones.

Un elemento representativo forma un ion porque le da configuración de gas noble estable. Ejemplo: Li [He] 2s1

Li Li+ absorbe 520 kJ / mol

Li+ Li++ 7298 kJ / mol

Las magnitudes de las energías de ionización concuerdan con los conceptos de configuración electrónica. Las tendencias periódicas de las energías de la primera ionización de los elementos representativos se ilustran en la figura 3.6

Figura 3.6 Primera energía de ionización para los elementos representativos de los primeros seis períodos. La energía de ionización por lo regular aumenta de izquierda a derecha y disminuye de arriba hacia abajo.


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3.4.4 Afinidad Electrónica. Es el cambio de energía asociado con el proceso en el cual un electrón se agrega a un átomo gaseoso en su estado fundamental.

e- + A(g) A- (g) átomo gaseoso neutro anión Una afinidad electrónica corresponde al proceso en el cual un ion negativo se produce a partir de un átomo neutro por ganancia de un electrón. Ejemplo: e- + F(g) F- (g) ∆H = -322 kJ e- + Ne(g) Ne-(g) ∆H = + 21 kJ Un signo (+) indica que se debe suministrar trabajo (absorber energía) para forzar al átomo en cuestión a aceptar un electrón adicional. Un electrón que se acerca a un átomo neutro es atraído por el núcleo del átomo pero repelido por los electrones del mismo. Si la atracción es mayor que la repulsión, cuando se forma el ion negativo, se libera energía. Si la repulsión es mayor que la atracción se requiere energía para formar el ion negativo. Un átomo pequeño tiene mayor tendencia que un átomo grande hacia la ganancia de electrones. En un grupo la afinidad electrónica aumenta al disminuir el tamaño del átomo (de abajo hacia arriba) y en el período aumenta de izquierda a derecha. Los elementos con afinidad electrónica muy negativa ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). Los halógenos que tienen la configuración electrónica externa ns2 np5, tienen afinidades electrónicas de tipo más negativo, forman aniones estables con configuración de gas noble,…ns2 np6, al obtener un electrón. En la figura 3.7 se muestran las afinidades electrónicas de algunos elementos representativos.

Figura 3.7 Afinidades electrónicas en kJ/mol para los elementos representativos de los primeros cinco períodos de la tabla periódica. Cuanto más negativa es la afinidad electrónica, mayor es la atracción entre un átomo y un electrón. Una afinidad electrónica >0 indica que el ion negativo tiene mayor energía que el átomo y el electrón separados.


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3.4.5 Electronegatividad. Mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo. Las electronegatividades de los elementos se expresan en una escala arbitraria llamada escala de Pauling (figura 3.8). La electronegatividad del flúor es la más alta de todos los elementos, esto indica, que cuando el ion flúor está enlazado químicamente a otros elementos, muestra mayor tendencia a atraer la densidad electrónica hacia sí que cualquier otro elemento. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo. Para los elementos representativos, las electronegatividades suelen aumentar de izquierda a derecha a lo largo de los períodos y de abajo hacia arriba dentro de los grupos. Las variaciones entre los elementos de transición no son tan regulares. Por lo general, tanto las energías de ionización como las electronegatividades son bajas para los elementos que se encuentran en la parte izquierda inferior de la tabla periódica, y altas para los que están en la parte superior derecha. Aunque la escala de electronegatividades es arbitraria, puede emplearse para predecir el tipo de enlace con bastante exactitud. Los elementos con grandes diferencias de electronegatividad tienden a reaccionar entre sí para formar compuestos iónicos. El elemento menos electronegativo cede su electrón (o electrones) al elemento más electronegativo. Los elementos con diferencias pequeñas de electronegatividad tienden a formar enlaces covalentes entre sí, es decir, comparten sus electrones. En este proceso el elemento más electronegativo atrae más a los electrones. En la figura 3.8 se muestran los valores de electronegatividad de Pauling para algunos elementos.

Figura 3.8 Electronegatividades de los elementos.


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3.4.6 Metales, No Metales y Metaloides. En la figura 3.9 se muestra la clasificación de los elementos en metales, no metales y metaloides. Los elementos a la izquierda de los que tocan a la línea de zig-zag son metales (con excepción del hidrógeno), mientras los que se encuentran a la derecha son no metales. Esta clasificación es algo arbitraria y hay varios elementos que no se adaptan bien a cualquiera de estas clases. Los elementos adyacentes a la línea marcada suelen llamarse metaloides (o semi-metales) porque muestran algunas propiedades características tanto de los metales como de los no metales. 3.4.6.1. Algunas propiedades físicas de metales y no metales:

Metales 1. La elevada conductividad eléctrica disminuye al aumentar la temperatura. 2. Alta conductividad térmica. 3. Gris metálico o brillo plateado (excepto cobre y oro). 4. Casi todos son sólidos (excepto Hg, el Cs y Ga se funden en la mano). 5. Maleables (pueden laminarse para formar placas. 6. Dúctiles (se pueden formar alambres con ellos). 7. El estado sólido se caracteriza por enlace metálico.

No-Metales 1. Mala conductividad eléctrica (excepto el carbono en forma de grafito). 2. Buenos aislantes térmicos (excepto el carbono en forma de diamante). 3. Sin brillo metálico. 4. Sólidos, líquidos o gases. 5. Quebradizos en estado sólido. 6. No dúctiles. 7. Moléculas con enlace covalente, los gases nobles son monoatómicos. 3.4.6.2 Algunas propiedades químicas de metales y no-metales:

Metales

1. Las capas externas contienen pocos electrones; por lo general 3 o menos (excepto el hidrógeno). 2. Energías de ionización bajas. 3. Afinidades electrónicas ligeramente negativas o positivas. 4. Electronegatividades bajas. 5. Forman cationes perdiendo electrones. 6. Forma compuestos iónicos con los no-metales. No metales. 1. Las capas externas contienen cuatro o más electrones. 2. Energías de ionización altas. 3. Afinidades electrónicas muy negativas. 4. Electronegatividades altas. 5. Forman aniones ganando electrones.


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6. Forman compuestos iónicos con metales y compuestos moleculares (covalentes) con otros no-metales (excepto gases nobles).

Figura 3.9 Tabla periódica en la que se indican los metales, metaloides y no metales. 3.4.6.3 Tendencias de grupo de metales activos.

A) Elementos del grupo IA.

También se conocen como metales alcalinos. Su nombre proviene de una palabra árabe que significa ceniza.

Elemento período valencia Li 2 2s1 Na 3 3s1 K 4 4s1 Rb 5 5s1 Cs 6 6s1 Fr 7 7s1 Todos los metales alcalinos son muy reactivos, ya que pierden fácilmente un electrón para formar iones con carga de 1+. Na Na+ + 1e-

Forman compuestos iónicos solubles en agua. Son los metales más reactivos por lo que solo existen en la naturaleza como compuestos. Se pueden obtener haciendo pasar una corriente eléctrica a través de una sal fundida, en un proceso llamado electrólisis. Por ejemplo, el sodio se prepara comercialmente por electrólisis del NaCl fundido. La energía eléctrica sirve para quitarle electrones a los iones Cl- y forzar a los iones Na+ a que los acepten:

2Cl- Cl2 + 2e-


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2Na+ + 2e- 2 Na

Se combinan directamente con la mayor parte de los no metales, por ejemplo, reaccionan con hidrógeno para formar hidruros, con sufre para formar sulfuros, y con cloro para formar cloruros:

2Li(s) + H2(g) 2 LiH(s) 2Na(s) + S(s) Na2S(s)

2K(s) + Cl(g) 2 KCl (s) Reaccionan rápidamente con agua fría produciendo hidróxidos e hidrógeno generando peligrosas cantidades de calor. 2 Na + 2 H2O H2 + 2 NaOH Cuando reaccionan con el oxígeno se forman iones metálicos que contienen el ion O2-: 4Li(s) + O2(g) 2 Li2O(s) óxido de litio También forman peróxidos metálicos que contienen el ion O2

2- : 2Na (s) + O2(g) Na2O2 (s) peróxido de sodio

El potasio, el rubidio y el cesio también forman compuestos que contienen el ion O2- llamados

superóxidos: K(s) + O2(g) KO2(s) superóxido de potasio.

Cabe señalar que las dos últimas reacciones son sorprendentes, normalmente solo se forma un óxido metálico. Son tan suaves que se pueden cortar con un cuchillo y la humedad de los dedos es suficiente para producir una reacción. Fácilmente emiten electrones bajo el impacto de luz.

Cs + hv Cs+ + e-

Por esta razón el cesio es muy utilizado en celdas fotoeléctricas. Cuando los compuestos de metales alcalinos se colocan en la flama, emiten colores característicos como rojo para el Li, amarillo para el sodio y lila para el potasio. B) Elementos del grupo IIA. Metales alcalinotérreos. Reciben este nombre porque cuando se descubrieron sus óxidos insolubles se les denominaron tierras. Comparando con los metales alcalinos, los alcalinotérreos son más duros y más densos, y funden a temperaturas más altas. Son menos reactivos que los alcalinos.

Elemento período valencia Be 2 2s2 Mg 3 3s2 Ca 4 4s2 Sr 5 5s2 Ba 6 6s2 Ra 7 7s2

Muestran tendencia a perder dos electrones formando iones 2+.


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Ba + 2 H2O H2 + Ba(OH)2 Ba + F2 BaF2 2Mg + O2 2MgO Estos metales tienen un brillo grisáceo cuando acaba de cortárseles, pero inmediatamente lo pierden por exposición al aire. Los alcalinotérreos más pesados tienen flamas características, como la rojo ladrillo del calcio, la rojo carmesí del estaño, que se utiliza en bengalas y fuegos artificiales, y la verde del bario.

3.4.6.4 Tendencias de grupo de no metales selectos. A) Hidrógeno. El primer elemento de la tabla periódica, tiene una configuración electrónica 1s1 y usualmente se coloca arriba de los metales alcalinos; sin embargo, es un elemento singular que en realidad no pertenece a ninguna familia. El hidrógeno es un no metal que ocurre como gas diatómico incoloro, H2(g), en casi todas las condiciones. El hidrógeno comúnmente reacciona con otros no metales para formar compuestos moleculares. Estas reacciones pueden ser muy exotérmicas:

2H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) ∆H° = -571.7 kJ También reaccionan con metales activos para formar hidruros metálicos sólidos, que contienen el ion hidruro, H- : 2Na(s) + H2(g) 2 NaH(s) Ca(s) + H2(g) CaH2(s) B) Elementos del grupo VIA. El grupo del oxígeno. Conforme bajamos por el grupo VI A, el aumento en el carácter metálico se hace muy evidente. El oxígeno es un gas incoloro a temperatura ambiente; todos los demás son sólidos. El oxígeno, el azufre y el selenio son no metales típicos. El telurio posee algunas propiedades metálicas y se clasifica como metaloide. El polonio, que es radiactivo y muy raro, es un metal. Por lo general muestran número de oxidación de 2. El oxígeno es el elemento más reactivo que se combina con todos los elementos, excepto algunos gases del grupo 0, se encuentra en dos formas moleculares, O2 y O3(ozono). También se combina entre sí para formar peróxidos H2O2.

Elemento período valencia O 2 2s2 2p4

S 3 3s2 3p4 Se 4 4s2 4p4 Te 5 5s2 5p4 Po 6 6s2 6p4

El oxígeno tiene una fuerte tendencia a atraer electrones de otros elementos (a oxidarlos). Después del oxígeno, el miembro más importante del grupo VIA es el azufre, que existe en varias formas


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alotrópicas, siendo la más común y estable un sólido amarillo con fórmula molecular S8, que consiste en un anillo de ocho miembros de átomos de azufre. Al igual que el oxígeno, tiende a ganar electrones de otros elementos para formar sulfuros, que contienen el ión S2- 2Na(s) + S(s) Na 2S(s)

La mayor parte del azufre en la naturaleza se encuentra como sulfuros metálicos. Su tendencia a formar sulfuros no es tan grande como la del oxígeno a formar óxidos, siendo la química del azufre más compleja que la del oxígeno, el azufre y sus compuestos se pueden quemar en oxígeno, produciendo dióxido de azufre, que es un contaminante muy importante. S(S) + O2(g) SO2(g)

C) Elementos del grupo VIIA. También llamados halógenos (formadores de sales). Son no metales típicos, su puntos de fusión y ebullición aumentan al aumentar el número atómico. El flúor y el cloro son gases a temperatura ambiente, el bromo es un líquido y el yodo es un sólido. Cada elemento consta de moléculas diatómicas: F2, Cl2, Br2 y I2. Elemento período valencia F 2 2s2 2p5 Gas amarillo Cl 3 3s2 3p5 gas amarillo-verdoso Br 4 4s2 4p5 líquido volátil rojo obscuro I 5 5s2 5p5 sólido negro volátil con vapor violeta At 6 6s2 6p5 radiactivo Los halógenos tienen afinidades electrónicas muy negativas, por lo que tienden a ganar electrones de otros elementos para formar iones halogenuro: Cl2 + 2e- 2Cl- El flúor y cloro son más reactivos que el bromo y el yodo, de hecho el flúor quita electrones a casi cualquier sustancia con la que entra en contacto, incluida el agua, por lo regular lo hace muy exotérmicamente: 2Na(s) + F2(g) 2NaF(s) ∆H° = -1147 kJ 2H2O(l) + 2F2(g) 4HF(ac) + O(g) ∆H° = -758.7 kJ Reaccionan con el hidrógeno para formar halogenuros de hidrógeno, éstos se disuelven en agua y forman soluciones ácidas. H2(g) + Cl2 2HCl(g)

Reaccionan con casi todos los metales para formar sales como NaCl, ZnBr2, etc. Los halógenos son altamente tóxicos, corrosivos y reactivos, por lo tanto, muy peligrosos en su manejo.


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D) Elementos del grupo VIIIA. También conocidos como Gases nobles, se caracterizan por tener sus niveles llenos. Son no metales y gases a temperatura ambiente, todos son monoatómicos, el radón es altamente radiactivo. Son muy resistentes a las combinaciones químicas por lo que se les llama gases inertes.

Elemento período valencia He 1 1s2 Ne 2 2s2 2p6 Ar 3 3s2 3p6 Kr 4 4s2 4p6 Xe 5 5s2 5p6 Rn 6 6s2 6p6

Se han podido sintetizar compuestos de F y Xe y de F y Kr. Todavía no se conocen compuestos de He, Ne o Ar. 3.5. Ejercicios 3.5.1 Colocar la letra correcta en cada una de las casillas que correspondan a los elementos descritos en cada uno de los incisos:

a) Radio atómico más grande del grupo 6 A b) Radio atómico más grande del período 6 c) La mayor energía de ionización del grupo 4 A d) La menor energía de ionización del período 5 e) El elemento más metálico del grupo 5 A f) Elemento del grupo 4 A con la mayor electronegatividad g) La configuración electrónica en estado basal es [10Ne] 3s23p2 h) Forma un ión de +2 con configuración electrónica en estado basal 1s2 2s2 i) Elemento con la mayor electronegatividad j) Elemento con el mayor carácter metálico


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Respuesta

h c f

i

g

d

b

e a

j


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UNIDAD IV

ENLACE QUIMICO 4.1 Tipos De Enlace Las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos se llaman enlaces químicos. Estos enlaces se forman mediante las interacciones entre los electrones de valencia de los átomos en el compuesto.

Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia. El término valencia (del latín valere, “ser fuerte”) está relacionado con la formación de enlaces químicos. Los electrones de valencia son los que residen en la capa electrónica exterior parcialmente ocupada por un átomo.

Para comprender estas interacciones, es necesario hacer referencia a la regla del octeto, la cual establece que en muchos casos se alcanza una configuración estable si en el nivel de energía de valencia hay ocho electrones alrededor de cada átomo. Los átomos alcanzan a completar estos niveles de energía ganando, perdiendo o compartiendo los electrones de valencia. Los átomos de He e H son excepciones de ésta regla, ya que ellos alcanzan su configuración estable con solo dos electrones. En general, los átomos que tienen 1, 2 o 3 electrones de valencia tienden a perderlos para convertirse en iones con carga positiva (cationes), como es el caso de los metales. Por otro lado, los átomos con 5, 6 ó 7 electrones de valencia tienden a ganar electrones y se convierten en iones con carga negativa (aniones) . Muchos de los no metales caen en esta categoría. Estos no metales también pueden compartir sus electrones para obtener ocho electrones en su nivel de valencia. Los elementos con cuatro electrones de valencia, por ejemplo, el carbono, son los más aptos para compartir sus electrones de valencia.

4.1.1 Enlace Iónico. Es la fuerza de atracción entre los iones de carga opuesta que los mantiene unidos en un compuesto iónico. Estos iones de carga opuesta se forman por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Como resultado de esta transferencia, uno de los átomos es un ion con carga positiva mientras que el otro es un anión con carga negativa. Los elementos con más probabilidad de formar cationes son los metales alcalinos y alcalinotérreos, y los más adecuados para formar aniones son los halógenos y el oxígeno. En consecuencia, una gran variedad de compuestos iónicos están formados por un metal del grupo IA ó IIA y un halógeno u oxígeno. Como ejemplo tenemos la reacción entre el litio y el flúor para formar el fluoruro de litio: Si representamos cada electrón de valencia como un punto alrededor del elemento tenemos las denominadas fórmulas puntuales de Lewis: ··

· Li + ׃ F ׃ Li+ F – · 1s2 2s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6

Otra reacción común, es quemar el calcio en oxígeno:


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2 Ca(s) + O2(g) 2 CaO

·· -Ca2+ + O2 ׃ O ׃ + Ca ׃

[Ar]4s2 1s22s22p4 [Ar] [Ne] Hay una transferencia de dos electrones del Ca al O. Advierta que el ion Ca2+ formado tiene la configuración electrónica del argón, mientras que el ion óxido es isoelectrónico con el argón, y el compuesto CaO es eléctricamente neutro. En muchos casos el catión y el anión en un compuesto no tienen la misma carga, por ejemplo cuando el litio se quema al aire:

4Li(s) + O2(g) 2 Li2O(s)

·· 2 · Li + ׃ O 2 ׃ Li+ O2-

1s22s1 1s22s22p4 [He] [Ne]

En este proceso, el átomo de oxígeno recibe dos electrones (uno de cada uno de los átomos de litio) para formar el ion óxido. El ion litio es isoelectrónico con el helio. Cuando el magnesio reacciona con el nitrógeno a temperaturas altas, se forma un compuesto sólido blanco, el nitruro de magnesio:

3 Mg(s) + N2(g) Mg3N2(s) ··

-N · 3 Mg2+ 2 N 3 ׃ Mg + 2 ׃ 3

[Ne]3s2 1s22s22p3 [Ne] [Ne]

La reacción implica la transferencia de seis electrones (dos de cada átomo de magnesio) a dos átomos de nitrógeno, formando un compuesto eléctricamente neutro. Algunas propiedades de los compuestos iónicos son: Tienen puntos de fusión elevados (arriba de 300°C). Conducen la corriente eléctrica en estado líquido o en solución acuosa.

4.1.2 Enlace Covalente. Se forma cuando dos átomos comparten sus electrones. El ejemplo más sencillo, es la formación de una molécula de hidrógeno:


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El par de electrones compartido proporciona a cada átomo de hidrógeno dos electrones en su orbital de capa de valencia (el 1s), de modo que, en cierto sentido, tiene la configuración electrónica del gas noble He (los electrones compartidos se cuentan en ambos átomos). De forma análoga, cuando dos átomos de cloro se combinan para formar la molécula Cl2, tenemos: Cada átomo de cloro, el compartir el par de electrones de enlace, adquiere ocho electrones (un octeto) en su capa de valencia, y alcanza la configuración electrónica de gas noble del argón. Las estructuras que se muestran aquí para H2 y Cl2 se denominan estructuras de Lewis. Al escribir estructuras de Lewis, normalmente indicamos con una línea cada par de electrones compartidos entre dos átomos, y los pares de electrones no compartidos se dibujan como puntos. Siguiendo esta convención, las estructuras de Lewis para H2 y Cl2 se dibujan así: ·· ··

H - H ׃ Cl – Cl ׃ ·· ·· Desde luego, los pares de electrones compartidos no se encuentran en posiciones fijas entre los núcleos. En la figura 4.1 se muestra la distribución de la densidad electrónica en la molécula de H2. Observe que la densidad electrónica se concentra entre los núcleos. Los dos átomos de la molécula de H2 se unen principalmente a causa de las atracciones electrostáticas entre los dos núcleos con carga positiva y la concentración de carga negativa que hay entre ellos.

Figura 4.1 Distribución electrónica en la molécula de H2.

Para los no metales, el número de electrones de valencia es igual al número del grupo. Por tanto, podríamos predecir que los elementos del grupo VIIA, como el F, forman un enlace covalente para formar un octeto; los elementos del grupo VIA, como O, formarían dos enlaces covalentes; Los elementos VA, como N, formarían tres enlaces covalentes; y los elementos IVA, como C, formarían cuatro enlaces covalentes. Estas predicciones se cumplen en muchos compuestos. Por ejemplo consideremos los compuestos de hidrógeno sencillos, con los no metales de la segunda fila de la tabla periódica: Así, el modelo de Lewis logra explicar la composición de muchos compuestos formados por no metales, en los que predominan los enlaces covalentes.


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4.1.2.1 Polaridad En Los Enlaces Y Electronegatividad. El concepto de polaridad de enlace es útil para describir la proporción en que los electrones se compartes. Un enlace covalente no polar es aquel en el que los electrones se comparten equitativamente entre dos átomos. En un enlace covalente polar uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones de enlace que el otro. Si la diferencia en la capacidad relativa para atraer electrones es bastante grande, se forma un enlace iónico. Utilizamos una cantidad llamada electronegatividad para estimar si un enlace dado es covalente no polar, covalente polar o iónico. Definimos la electronegatividad, como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo. Cuanto mayor sea la electronegatividad de un átomo, mayor será su capacidad para atraer electrones. Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y una energía de ionización elevada atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo. La primera escala de electronegatividad, y la de más amplio uso, fue desarrollada por el químico estadounidense Linus Pauling, quién basó su escala en datos termoquímicos. La figura 4.2 muestra los valores de electronegatividad de Pauling para muchos de los elementos. El flúor es el elemento más electronegativo, con 4.0, mientras que el menos electronegativo es el cesio con 0.7.

Figura 4.2 Electronegatividades de los elementos.

Podemos utilizar la diferencia de electronegatividades entre dos átomos para estimar la polaridad de los enlaces entre ellos. Consideremos estos tres compuestos que contienen flúor: Compuesto F2 HF LiF Diferencia de electronegatividades

4.0 – 4.0 = 0

4.0 – 2.1 = 1.9

4.0 – 1.0 = 3.0

Tipo de enlace Covalente no polar Covalente polar Iónico. En F2 los electrones se comparten equitativamente entre los átomos de flúor, y el enlace es no polar. En HF el átomo de flúor tiene mayor electronegatividad que el de hidrógeno, así que los electrones no


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se comparten por igual; el enlace es polar. El átomo de flúor, más electronegativo, atrae la densidad electrónica alejándola del átomo de hidrógeno, menos electronegativo. Así, parte de la densidad electrónica que rodea al núcleo de hidrógeno es atraída hacia el núcleo del flúor y deja una carga positiva parcial en el átomo de hidrógeno y una carga negativa parcial en el átomo de flúor. Podemos representar esta situación como:

δ+ δ− H ― F

Los símbolos δ+ y δ− (léanse “delta más” y “delta menos”) indican las cargas parciales positiva y negativa, respectivamente. En LiF la electronegatividad tan alta del flúor en comparación con la del litio da pie a la transferencia total del electrón de valencia de Li a F. Esta transferencia da lugar a la formación de iones Li+ y F- ; Por tanto, el enlace que se produce es iónico. Aunque no hay una distinción tajante entre un enlace polar y un enlace iónico, la siguiente regla puede ayudar a distinguirlos. Un enlace iónico se forma cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados es de 2.0 o más. Esta regla se aplica para la mayoría pero no para todos los compuestos iónicos. Algunas veces los químicos utilizan el término de “carácter iónico porcentual” para describir la naturaleza de un enlace. Un enlace iónico puro tendría un carácter del 100%, aunque no se conoce dicho enlace, en tanto que un enlace covalente puro o no polar tiene 0% de carácter iónico.

4.1.3 Enlace Covalente Múltiple.

El hecho de compartir un par de electrones constituye un solo enlace covalente, al que comúnmente llamamos enlace sencillo. En muchas moléculas, los átomos completan un octeto compartiendo más de un par de electrones entre ellos. Cuando se comparten dos pares de electrones, dibujamos dos líneas, que representan un doble enlace. Un triple enlace corresponde a tres pares de electrones que se comparten. Tales enlaces múltiples se observan, por ejemplo, en la molécula de N2: · ·

N (o N ≡ N ) ׃׃׃ N ׃ N · + · N ׃ · · Puesto que cada átomo de nitrógeno posee cinco electrones en su capa de valencia, es necesario compartir tres pares de electrones para alcanzar la configuración de octeto. Las propiedades del N2 son del todo congruentes con la estructura de Lewis. El nitrógeno es un gas diatómico con una reactividad excepcionalmente baja, lo que se debe a la gran estabilidad del enlace nitrógeno-nitrógeno. Un estudio de la estructura del N2 revela que los átomos de nitrógeno solo están separados 1.10 A. La corta distancia del enlace N N es el resultado del triple enlace entre los átomos. De los estudios realizados con muchas sustancias distintas en las que los átomos de nitrógeno comparten uno o dos pares de electrones, se ha averiguado que la distancia media entre los dos átomos de nitrógeno enlazados varía según el número de pares de electrones compartidos:


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N – N N = N N ≡ N 1.47 A 1.24 A 1.10 A Por regla general, la distancia entre los átomos enlazados disminuye al aumentar el número de pares de electrones compartidos. El CO2, ofrece otro ejemplo de molécula que contiene múltiples enlaces, en este caso dobles enlaces C = O: · · · ·· ·· ·· ··

O ( o O = C = O ) ׃׃ C ׃׃ O ׃ O ׃ + · C · + ׃ O ׃ · · · ·· ·· ·· ··

4.1.4 Enlace por puentes de hidrógeno.

Un enlace de hidrógeno ocurre cuando un átomo de H está enlazado a un átomo de alta electronegatividad (F, O ó N), quedando con una carga parcial positiva (por efectos de polarización) que permite que se una parcialmente a otro átomo electronegativo. Un ejemplo típico es el caso del agua: δ −

H δ + O δ + H

En la molécula los electrones se comparten en forma desigual, originando que el H sea parcialmente positivo. La carga parcial negativa que existe en el oxígeno, atrae a la carga parcial positiva que existe sobre el hidrógeno de otra molécula de agua. Esta atracción trae como consecuencia la formación de una unión débil conocida como puente de hidrógeno.

4.1.5 Enlace Covalente de Coordinación. Se constituye cuando un átomo proporciona los dos electrones que forman el enlace, mientras que el otro átomo solo ofrece un orbital vacío. En un enlace covalente, cada átomo contribuye con un electrón para formar un par de electrones entre los dos átomos. En un enlace covalente coordinado, un átomo aporta los dos electrones que forman el enlace. Un ejemplo es el ion amonio, NH4

+ formado por un ion hidrógeno, H+ y una molécula de amoniaco: H · ·· ·· H · + · N · H ׃ N ׃ H H · · ·· H

Amoníaco El átomo de N con 5 electrones e su capa de valencia, comparte un electrón por cada átomo de H para alcanzar un total de 8 electrones a su alrededor. Al compartir un electrón con el átomo de N, cada átomo de H obtiene 2 electrones, y así completan su capa de valencia. De esta manera, el N de amoníaco tiene un par de electrones sin compartir.


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Un par de electrones sin compartir ó par no enlazante es un par que no participa en ningún enlace, y cuando se agrega H+ al amoníaco, se forma un enlace covalente coordinado al unírsele al par no compartido:

H ·· H – N– H + H+ H – N+ – H H H Amoníaco ion protón ion amonio El hidrógeno se estabiliza al compartir dos electrones con el N. Para formar el enlace covalente coordinado, el par de electrones sin compartir actúa como pegamento al unir el protón con el átomo de nitrógeno. El ion amonio que se forma tiene una carga positiva puesto que cuenta con más protones que electrones. La molécula de amoníaco no tenía carga, pero el ion H+ tenía carga +1; por tanto, el ion amonio queda con una carga +1. Esta carga se distribuye a través de todo el ion. Los cuatro enlaces N-H en el ion NH4+ son químicamente iguales. Las descripciones de los enlaces iónicos, covalente y covalente coordinado únicamente son modelos que utilizamos para visualizar el fenómeno real del enlace químico. No existe una diferencia real entre el enlace covalente y el covalente coordinado, más bien, es una manera diferente de visualizar su formación. Un enlace covalente coordinado es idéntico a un enlace covalente; solo sus antecedentes son distintos.

4.1.6 Enlace Metálico Son enlaces interatómicos que se presentan en los metales, se caracteriza por la deslocalización de los electrones en las bandas de energía. Los metales típicos tienen electrones deslocalizados que se pueden mover en tres dimensiones. Por ello es común hablar de una nube de electrones, porque los electrones externos menos fuertemente unidos son capaces de moverse a través de la estructura del metal. Esta movilidad de electrones explica su capacidad para conducir calor y electricidad. 4.2 Fórmulas Puntuales De Lewis. Los símbolos de electrón-punto (llamados también símbolos de Lewis) son una forma útil de mostrar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de enlaces.

El símbolo de electrón-punto para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia. Por ejemplo, el azufre tiene la configuración electrónica [Ne]3s23p4; por tanto, su símbolo de electrón-punto muestra seis electrones de valencia: ·· · S · ··


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Observe que los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo, a la derecha y a la izquierda. Cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo (Tabla 4.1). Los cuatro lados del símbolo son equivalentes; La colocación de dos electrones o de uno es arbitraria. El número de electrones de valencia de cualquier elemento es el mismo que el número de grupo en el que está el elemento en la tabla periódica. Por ejemplo, los símbolos de Lewis para el oxígeno y el azufre, miembros del grupo VIA tienen seis puntos. Tabla 4.1 Símbolos de electrón-punto.

Elemento Configuración electrónica Símbolo de electrón-punto

Li

[He]2s1

· Li

Be [He]2s2

Be ׃

B

[He]2s22p1

· B ׃

C

[He]2s22p2

׃ C ׃

N

[He]2s22p3

· ׃ N ׃

O

[He]2s22p4

·· ׃ O ׃

F

[He]2s22p5

·· ׃ F ׃

·

Ne

[He]2s22p6 ··

׃ Ne ׃··

4.2.1 Regla del Octeto. Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica. Los gases nobles tienen acomodos de electrones muy estables, como revelan sus altas energías de ionización, su baja afinidad electrónica y su falta de reactividad química. Puesto que todos los gases nobles (con excepción del He) tienen ocho electrones de valencia, muchos átomos que sufren reacciones también terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación ha dado lugar a la regla del octeto: Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. Un octeto de electrones puede visualizarse como cuatro pares de electrones de valencia dispuestos alrededor del átomo, como en la configuración de Ne en la tabla 4.1. Hay muchas excepciones a la regla del octeto, pero ofrece un marco de referencia útil para introducir conceptos de enlaces.

4.2.2 Dibujo de las estructuras de Lewis de moléculas e iones poliatómicos.


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Las estructuras de Lewis son útiles para entender los enlaces en muchos compuestos y se utilizan con frecuencia al estudiar las propiedades de las moléculas. Para dibujarlas se debe seguir un procedimiento determinado: 1. Elija un esqueleto:

a) El elemento menos electronegativo es el central, porque requiere más electrones para completar su octeto.

b) Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí, a excepción de: O2 y O3 Peróxidos O2

2- Superóxidos O2

- c) En los ácidos ternarios (oxiácidos) el H se enlaza a un átomo de oxígeno y no al átomo

central. Ejemplo HNO2 H O N O Hay algunas excepciones como el H3PO4 y H3PO2.

d) Para iones o moléculas que tienen más de un átomo central se emplea el esqueleto más simétrico posible.

Ejemplo:

H H O O C C y O P O P O H H O O C2H4 P2O7

4-

2. Se calcula N: Número de electrones de valencia que requiere cada átomo para completar su octeto. Ejemplo A: Para el ácido sulfúrico (H2SO4)

N = 8 X 1 (átomo de S) + 8 X 4 (átomos de O) + 2 X 2 (átomos de H). N = 8 + 32 + 4 = 44 electrones necesarios para que cada átomo complete la valencia de gas noble.

Ejemplo B: Para el ion sulfato (SO4

2-) N = 8 X 1 (átomo de S) + 8 X 4 (átomos de O) N = 8 + 32 = 40 electrones necesarios.

3. Se calcula D: Número de electrones disponibles en la capa de valencia de cada elemento. En el caso de los aniones, se suma al total de electrones la carga del ion, en el caso de los cationes, se resta la carga.

Ejemplo A: para el H2SO4

D = 2 X 1 (átomos de H) + 1 X 6 (átomo de S) + 4 X 6 (átomos de O)

D = 2 + 6 + 24 = 32 electrones disponibles. Ejemplo B: para el ion SO4

2-

D = 1 X 6 (átomo de S) + 4 X 6 (átomos de oxígeno) + 2 (carga del anión) D = 6 + 24 + 2 = 32 electrones disponibles.


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4. Se calcula C: Es el número total de electrones compartidos en la molécula o ion. C = N – D Ejemplo A: Para el H2SO4

C = N – A = 44 – 32 = 12 electrones o 6 pares de electrones compartidos. Ejemplo B: Para el SO4

2-

C = N – A = 40 – 32 = 8 electrones o 4 pares de electrones compartidos. 5. Se colocan los electrones compartidos en el esqueleto usando dobles o triples enlaces en caso

necesario: 6. Se colocan los electrones no compartidos para llenar el octeto (excepto el H). Ejemplo A: Para el H2SO4 Ejemplo B: Para el SO4

2-

4.2.2.1 Carga formal. En algunos casos es posible dibujar varias estructuras de Lewis distintas que obedezcan la regla del octeto. Para decidir cuál es la más razonable se efectúa la “contabilidad” de los electrones de valencia para determinar la carga formal de cada átomo en cada estructura de Lewis. La carga formal de un átomo es la carga que tendría el átomo en la molécula si todos los átomos tuvieran la misma electronegatividad. La carga formal se calcula como sigue: 1. Todos los electrones no compartidos (no enlazantes) se asignan al átomo en el que se encuentran. 2. Se asigna la mitad de los electrones enlazantes a cada átomo del enlace. La carga formal de un átomo es igual al número de electrones de valencia que tiene el átomo aislado, menos el número de electrones asignado al átomo en la estructura de Lewis.


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Ejemplo: En el caso del ion cianuro, CN- podemos calcular las cargas formales de los átomos de C y N: -[׃C ≡ N ׃]

Primero contamos el número de electrones que tiene el átomo de C. Hay dos del par de electrones no enlazantes y tres de los seis electrones del triple enlace, para un total de cinco. El número de electrones de valencia de un átomo de C neutro es 4. Por tanto, la carga formal de C es 4 – 5 = -1. En el caso del N, hay dos electrones no enlazantes y tres del triple enlace. Dado que el número de electrones de valencia de un átomo neutro de N es 5, su carga formal es de 5 – 5 = 0. Así, las cargas formales de los átomos en la estructura de Lewis de CN- son:

-1 0 -[׃C ≡ N ׃]

Observe que la suma de las cargas formales es igual a la carga global del ion, 1-. La suma de las cargas formales de una molécula o ion siempre debe dar la carga global de la molécula o ion. En el caso del CO2, podríamos tener dos estructuras diferentes que obedecen la regla del octeto: ·· ·· ·· O = C = O ׃ O – C ≡ O׃ ·· ·· ··

e- de valencia 6 4 6 6 4 6 e- asignados al átomo 6 4 6 7 4 5 Carga formal 0 0 0 -1 0 +1

Advierta que, al ser el CO2 una molécula neutra, las cargas formales en ambas estructuras de Lewis suman cero. Por regla general, cuando hay varias estructuras de Lewis posibles, la más estable será aquella en la que: 1. Los átomos tengan las cargas formales más pequeñas y 2. Las cargas negativas residan en los átomos más electronegativos. Así, se prefiere la primera estructura para el CO2 porque los átomos no tienen carga formal. La suma de las cargas formales en las tres estructuras da 1-, la carga global del ion. Como el N es el más electronegativo, la carga negativa formal residirá en el átomo de N, además de que siempre se escoge la estructura que produce las cargas formales más pequeñas, por lo que la elegida es la segunda estructura. 4.2.3 Resonancia Híbrida. A veces nos topamos con moléculas o iones en las que la disposición conocida de los átomos no puede describirse adecuadamente con una sola estructura de Lewis. Consideremos el ozono, O3, que consiste en moléculas flexionadas en las que ambas distancias O – O son iguales (figura 4.3) . Puesto que cada átomo de oxígeno contribuye con seis electrones de la capa de valencia, la molécula de ozono tiene 18 electrones de capa de valencia.


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Figura 4.3 Estructura Molecular del Ozono.

Al escribir la estructura de Lewis, vemos que es necesario incluir un doble enlace para obtener un octeto de electrones en cada átomo: Sin embargo, esta estructura molecular por sí sola no puede ser correcta, ya que requiere que un enlace O – O sea diferente del otro, lo que no concuerda con la estructura observada; esperaríamos que el doble enlace O = O fuera mas corto que el enlace sencillo O – O. Por otro lado, al dibujar la estructura de Lewis hubiera sido igualmente fácil colocar el enlace O = O a la izquierda: Las dos estructuras de Lewis alternativas para el ozono son equivalentes excepto por la colocación de los electrones. Las estructuras de Lewis equivalentes de este tipo se denominan estructuras de resonancia. Para escribir la estructura del ozono correctamente, escribimos ambas estructuras de Lewis e indicamos que la molécula real está descrita por un promedio de las dos estructuras de resonancia: La flecha con dos puntas indica que las estructuras mostradas son estructuras de resonancia. La molécula de ozono siempre tiene dos enlaces O – O equivalentes cuya longitud es intermedia entre las longitudes de los enlaces oxígeno-oxígeno sencillo y doble. Para el ion nitrato, NO3

-, es posible dibujar tres estructuras de Lewis equivalentes Observe que la disposición de los núcleos es la misma en todas las estructuras; lo único diferente es la colocación de los electrones. Al escribir estructuras de resonancia, los mismos átomos deben estar unidos unos a otros en todas las estructuras, de modo que la única diferencia esté en el acomodo de los electrones. En conjunto, las tres estructuras de Lewis describen adecuadamente el ion nitrato, que tiene tres enlaces N – O iguales.


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4.2.4 Excepciones de la Regla del Octeto. La regla del octeto falla al tratar con compuestos iónicos de los metales de transición, además de no ser útil en muchas situaciones en las que intervienen enlaces covalentes. Tales excepciones a la regla del octeto son de tres tipos principales:

1. Moléculas con un número impar de electrones. 2. Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto. 3. Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto. 1) Número impar de electrones. En casi todas las moléculas el número de electrones es par, y hay un apareamiento completo de los electrones. No obstante, en unas cuantas moléculas como ClO2, NO y NO2, el número de electrones es impar. Por ejemplo, el NO contiene 5 + 6 = 11 electrones de valencia. Obviamente, es imposible aparear totalmente estos electrones para lograr un octeto alrededor de cada átomo.

2) Menos de un octeto. Un segundo tipo de excepción ocurre cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo en una molécula o ion. Ésta también es una situación relativamente rara y suele encontrarse en compuestos de boro y berilio. Por ejemplo, en el caso del BF3, al dibujar la estructura de Lewis tenemos:

Vemos que solo hay seis electrones alrededor del átomo de boro. Podríamos completar el octeto alrededor del boro formando un doble enlace, obteniendo tres estructuras en resonancia: Sin embargo, al formar tales estructuras hemos obligado a un átomo de flúor a compartir electrones adicionales con el átomo de boro. Esto no es congruente con la elevada electronegatividad del flúor. No es de esperar que los átomos de flúor compartan electrones adicionales con el átomo de B. Son menos importantes las estructuras en resonancia que la representación con 6 electrones alrededor del B. El comportamiento químico del BF3 es congruente con ésta representación, ya que reacciona vigorosamente con moléculas que tienen un par de electrones no compartidos, el cual puede servir para formar un enlace con el boro. Por ejemplo, el BF3 reacciona con amoniaco, NH3, para formar el compuesto NH3BF3: En este compuesto estable, el boro tiene un octeto de electrones.


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3) Más de un octeto. La tercera clase de excepciones, y la más grande, consiste en moléculas o iones en los que hay más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo. Por ejemplo, consideremos el PCl5. Si dibujamos la estructura de Lewis para ésta molécula, nos vemos obligados a “expandir” la capa de valencia y colocar 10 electrones alrededor del átomo central:

Otros ejemplos de moléculas o iones con capas de valencia “expandidas” son SF4, AsF6

- e ICI4-. Las moléculas correspondientes con un átomo del segundo período como NCl5

y OF4, no existen. Solo se observan capas de valencia expandidas en elementos a partir del tercer período, ya que contienen orbitales internos nd sin llenar que pudieran servir para formar enlaces al ser utilizados para dar cabida a electrones adicionales. El tamaño también desempeña un papel importante para determinar si un átomo puede dar cabida a más de ocho electrones. Cuanto más grande sea el átomo central, más electrones podrán rodearlo. El tamaño de los átomos circundantes también es importante. Las capas de valencia expandida ocurren con mayor frecuencia cuando el átomo central está unido a los átomos más pequeños y más electronegativos como el F, Cl y O.

4.3 Geometría De Las Moléculas. La forma global de una molécula está determinada por sus ángulos de enlace, los ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de las moléculas. Los ángulos de enlace de una molécula, junto con las longitudes de los enlaces, definen con exactitud el tamaño y la forma de la molécula. En el CCl4 los 4 enlaces C-Cl tienen la misma longitud (1.78 A°) y los seis ángulos

Cl-C-Cl tiene el mismo valor (109.5°, que es característico de un tetraedro). Así, el tamaño y la forma del CCl4 se describen por completo diciendo que es tetraédrico con enlaces C-Cl de 1.78 A° de largo (figura 4.4)

Figura 4.4 (a) Un tetraedro es un objeto con cuatro caras y cuatro vértices. Cada cara es un triángulo equilátero. (b) la geometría de la molécula de CCl4. Cada enlace C-Cl de la molécula apunta hacia un vértice de un tetraedro. Todos esos enlaces tienen la misma longitud, y todos los ángulos de enlace Cl-C-Cl son iguales. Este tipo de dibujo del CCl4 se denomina modelo de bolas y palos. (c) Una


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representación del CCl4, llamada modelo de llenado de espacios, muestra los tamaños relativos de los átomos, pero la geometría es menos clara. Al estudiar las formas de las moléculas comenzamos con las moléculas (y iones) que, al igual que el CCl4, tienen un solo átomo central unido a dos o más átomos del mismo tipo. Tales moléculas tienen la fórmula general ABn, donde el átomo central A está unido a n átomos de B, por ejemplo el CO2 y el H2O son ejemplos de moléculas AB2; el SO3 y el NH3 son moléculas AB3, etc.

Figura 4.5 Las formas de moléculas ABn sencillas.

Las formas que las moléculas ABn pueden adoptar dependen del valor de n. Para un valor dado de n, solo se observan algunas formas generales. Muchas de esas formas se presentan en la figura 4.5. Por ejemplo, Una molécula AB2 debe ser lineal (ángulo de enlace = 180°) o angular (ángulo de enlace = 180°). Para las moléculas AB3 las dos formas más comunes tienen los átomos B en las esquinas de un triángulo equilátero. Si el átomo A está en el mismo plano que los átomos B, la forma se llama plana trigonal; si el átomo A está arriba del plano de los átomos B, se tiene una forma piramidal trigonal. Ciertas moléculas AB3 exhiben formas menos comunes, como la forma de T que se muestra en la figura 4.5. De las moléculas AB2 y AB3 antes mencionadas, el CO2 es lineal y el H2O angular, mientras que el SO3 es plano trigonal y el NH3 es piramidal trigonal. Para predecir la forma de las moléculas se emplea el modelo de repulsión del par electrónico del nivel de valencia (RPENV).

4.3.1 Teoría de Repulsión de la capa de valencia (RPECV). Imagine que ata dos globos idénticos por sus extremos. Como se aprecia en la figura 4.6 (a), los globos se orientan naturalmente de modo que apuntan en direcciones opuestas; es decir, tratan de “estorbarse mutuamente” lo menos posible. Si agregamos un tercer globo, los globos se orientarán hacia los vértices de un triángulo equilátero como en la figura 4.6 (b). Si agregamos un cuarto globo, los globos adoptarán naturalmente la forma tetraédrica como en la figura 4.6 (c). Es evidente que hay una geometría óptima por cada número de globos.


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Figura 4.6 Los globos adoptan naturalmente su acomodo de más baja energía. Los átomos se unen entre sí para formar moléculas compartiendo pares de electrones del nivel de valencia. Como los pares de electrones se repelen entre sí, tratarán de estorbarse lo menos posible (como los globos). El mejor acomodo de un número dado de pares de electrones es el que minimiza las repulsiones entre ellos. Esta idea es la base del modelo RPENV. Tal como se aprecia en la figura 4.6, dos pares de electrones se acomodan linealmente, tres pares se acomodan en forma plana trigonal, y cuatro se disponen formando un tetraedro. Estas disposiciones, junto con las de cinco pares de electrones (bipiramidal trigonal) y seis pares de electrones (octaédrica) se resumen en la tabla 4.2. La forma de una molécula o ion se puede relacionar con estos cinco acomodos básicos de los pares de electrones.

Tabla 4.2 Geometría de los pares electrónicos en función del número de pares de electrones,


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4.3.1.1 Predicción de Geometrías Moleculares

Al dibujar estructuras de Lewis, encontramos dos tipos de pares de electrones en el nivel de valencia: pares enlazantes, que son compartidos por los átomos en los enlaces, y pares no enlazantes (o pares solitarios). La estructura de Lewis del amoniaco revela tres pares enlazantes y un par no enlazante alrededor del átomo de nitrógeno:

·· Par no enlazante H – N – H H

Pares enlazantes Puesto que hay cuatro pares de electrones alrededor del átono de N, las repulsiones de los pares electrónicos se minimizarán si los pares apuntan hacia los vértices de un tetraedro (tabla 4.2). El acomodo tetraédrico de los pares de electrones en el amoniaco se muestra en la figura 4.7.

Figura 4.7 Podemos predecir la geometría molecular del NH3 si primero escribimos la estructura de

Lewis, luego utilizamos el modelo RPENV para determinar la geometría de los pares de electrones, y por último nos concentramos en los átomos mismos para describir la estructura molecular.

La disposición de los pares de electrones alrededor del átomo central de una molécula ABn es la geometría de sus pares de electrones. Por otro lado, cuando realizamos experimentos para determinar la estructura de una molécula, localizamos átomos, no pares de electrones. La geometría molecular de una molécula (o ion) es la disposición de los átomos en el espacio. Podemos predecir la geometría de una molécula a partir de la geometría de sus pares de electrones. En el NH3, los tres pares enlazantes apuntan hacia tres de los vértices de un tetraedro; por tanto, los átomos de hidrógeno se ubican en tres de los vértices de un tetraedro que tiene el átomo de nitrógeno en el centro. El par de electrones no enlazante del nitrógeno ocupa el cuarto vértice (figura 4.7). Así, el modelo RPENV predice correctamente que los átomos del NH3 no están todos en el mismo plano; más bien, el NH3 se asemeja a una molécula tetraédrica a la que le falta un átomo. A esta forma se le llama piramidal trigonal (una pirámide con un triángulo equilátero como base). Es evidente que la geometría molecular piramidal trigonal del NH3 es una consecuencia de la geometría tetraédrica de sus pares de electrones. Al describir la forma de una molécula, siempre indicamos la geometría molecular, no la geometría de los pares de electrones. Como se ilustra en el ejemplo del amoniaco, los pasos para predecir geometrías moleculares con el modelo RPENV son los siguientes: 1. Dibujar la estructura de Lewis de la molécula o ion. 2. Contar el número total de pares de electrones que rodean al átomo central y acomodarlos de modo

tal que se minimicen las repulsiones entre los pares de electrones (tabla 4.2).


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3. Describir la geometría molecular en términos de la disposición angular de los pares enlazantes. (La disposición angular de los pares enlazantes corresponde a la disposición angular de los átomos enlazados).

4. Un doble o triple enlace se cuenta como un par enlazante al predecir la geometría. Por ejemplo, la estructura de Lewis del CO2 tiene dos dobles enlaces C = O, como se muestra en la siguiente figura:

·· ·· O = C = O ·· ··

Tabla 4.3 Geometría de los pares de electrones y formas moleculares para moléculas con dos, tres y cuatro pares de

electrones alrededor del átomo central.

Si aplicamos el modelo RPENV a esta molécula, cada uno de los dobles enlaces contará como un solo par de electrones. Así, el modelo RPENV predice correctamente que el CO2 es lineal. En la tabla 4.3 se resumen las geometrías moleculares cuando hay cuatro pares de electrones o menos en el nivel de valencia alrededor del átomo central en una molécula ABn. Estas geometrías son


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importantes porque incluyen todas las formas que se observan comúnmente en las moléculas o iones que obedecen la regla del octeto.

4.3.1.2 Efecto de electrones no enlazantes y de los enlaces múltiples sobre los ángulos de enlace.

Podemos refinar el modelo RPENV para predecir y explicar pequeñas distorsiones de las moléculas respecto a las geometrías ideales que se resumen en la tabla 4.3. Por ejemplo, consideremos el metano, CH4, el amoniaco, NH3, y el agua, H2O. Los tres tienen geometrías de pares de electrones tetraédricas, pero sus ángulos de enlace muestran pequeñas diferencias:

Observe que los ángulos de enlace disminuyen conforme aumenta el número de par de electrones no enlazantes. Los pares enlazantes son atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. En cambio, la única influencia sobre el movimiento de los electrones no enlazantes es la atracción de un solo núcleo, y por tanto se extienden más en el espacio. El resultado es que los pares de electrones no enlazantes ejercen fuerzas de repulsión más intensas sobre los pares de electrones adyacentes y por ello tienden a comprimir los ángulos que hay entre los pares enlazantes. Si recurrimos a la analogía de la figura 4.6, podemos imaginar que los pares de electrones no enlazantes están representados por globos un poco más grandes y voluminosos que los pares enlazantes.

Puesto que los enlaces múltiples contienen una densidad de carga electrónica más alta que los enlaces sencillos, también afectan los ángulos de enlace. Consideremos la estructura del fosgeno, Cl2CO: Al ver la estructura de Lewis del fosgeno podríamos esperar una geometría plana trigonal con ángulos de enlace de 120°. Sin embargo, el doble enlace actúa de forma parecida a un par de electrones no enlazantes, y reduce el ángulo de enlace Cl –C Cl de 120° a 111°. En general, los electrones de los enlaces múltiples ejercen una fuerza de repulsión mayor sobre los pares de electrones adyacentes que la ejercida por los enlaces sencillos.


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Tabla 4.4 Geometrías de pares de electrones y formas moleculares para moléculas con cinco y seis

pares de electrones alrededor del átomo central.


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4.3.1.3 Moléculas con capa de valencia expandida. Si el átomo central de una molécula es del tercer período de la tabla periódica, o de uno posterior, puede tener más de cuatro pares de electrones a su alrededor. Las moléculas con cinco o seis pares de electrones alrededor del átomo central exhiben diversas geometrías moleculares, como se muestra en la tabla 4.4. La geometría de pares de electrones más estable para cinco pares de electrones es la bipirámide trigonal (dos pirámides trigonales que comparten la base). A diferencia de las geometrías de pares de electrones vistas hasta ahora, la bipirámide trigonal contiene dos tipos geométricamente distintos de pares de electrones. Dos pares se llaman pares axiales, y los otros tres se denominan pares ecuatoriales (figura 4.8). En una posición axial, un par electrónico está situado a 90° de tres pares ecuatoriales. En una posición ecuatorial, un par electrónico está situado a 120° de los otros pares ecuatoriales, y a 90° de los dos pares axiales.

Figura 4.8 Disposición bipiramidal trigonal de cinco pares de electrones alrededor de un átomo central. Tres de los pares de electrones, llamados ecuatoriales definen un triángulo equilátero. Los otros dos pares, llamados pares axiales, están arriba y abajo del plano del triángulo. Si una molécula tiene pares no enlazantesellos ocuparán posiciones ecuatoriales. Supongamos que una molécula tiene cinco pares de electrones, uno o más de los cuales son no enlazantes, para decidir en donde colocar los pares no enlazantes, se debe determinar cual sitio minimiza la repulsión entre los pares de electrones.

Las repulsiones entre pares de electrones son mucho mayores cuando los pares están situados a 90° unos de otros que cuando se sitúan a 120°. Puesto que los pares ecuatoriales están a 90° de otros dos pares, experimentan menos repulsión que los pares axiales que están a 90° de otros tres pares. Dado que los pares no enlazantes ejercen una mayor repulsión que los enlazantes, siempre ocupan las posiciones ecuatoriales.

Figura 4.9 Un octraedro es un objeto con ocho caras y seis

vértices. Cada cara es un triángulo equilátero.


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La geometría de pares de electrones más estable para seis pares de electrones es un octaedro. Como se muestra en la figura 4.9, un octaedro es un cuerpo con seis vértices y ocho caras, cada una de las cuales es un triángulo equilátero. En una molécula octaédrica como el SF6 (fig. 4.5), el átomo central está en el centro y los pares de electrones apuntan hacia los seis vértices. Todos los ángulos de un octaedro son de 90 o 180°, y las seis posiciones son equivalentes. Por tanto, si una molécula tiene cinco pares de electrones enlazantes y uno no enlazante, no importará dónde los coloquemos en el octaedro. Sin embargo, si hay dos pares de electrones no enlazantes, sus repulsiones se minimizarán si los colocamos en lados opuestos del octaedro, como se muestra en la tabla 4.4.

4.3.1.4 Moléculas con más de un átomo central. El modelo RPENV también puede aplicarse a moléculas complejas. Consideremos la molécula del ácido acético, cuya estructura es:

H C

H

H

C

O

O H

Con la ayuda del modelo RPENV, podemos predecir la geometría alrededor del átomo de carbono de la extrema izquierda, y del átomo de oxígeno de la extrema derecha.

Advierta que el carbono de la izquierda tiene cuatro pares de electrones a su alrededor, todos ellos enlazantes. Por tanto, la geometría alrededor de ese átomo es tetraédrica. El C centra tiene efectivamente tres pares enlazantes a su alrededor (contando el doble enlace como si fuera un solo par). Por ello, la geometría alrededor de ese átomo es plana trigonal. El átomo de O tiene cuatro pares de electrones, lo que le da una geometría de pares de electrones tetraédrica. Sin embargo, solo dos de esos pares son enlazantes, así que la geometría molecular alrededor del O es angular (fig. 4.10)

Figura 4.10 Representaciones de bolas y palos (izquierda) y de llenado de espacios (derecha) del ácido acético, HC2H3O2.

4.3.2 Polaridad de las moléculas.

La forma de una molécula y la polaridad de sus enlaces determinan juntas la distribución de cargas en la molécula. Decimos que una molécula es polar si sus centros de carga negativa y positiva no coinciden. Un extremo de una molécula polar tiene una pequeña carga negativa, y el otro, una pequeña carga positiva. Una molécula no polar carece de tal polaridad. Como ejemplo de molécula polar, podemos considerar una molécula diatómica con un enlace polar. Por ejemplo, la molécula de HF es polar a causa de la diferencia de electronegatividades entre el H y el F; hay una concentración de carga negativa en el átomo de F, que es más electronegativo, así que el


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átomo de H, menos electronegativo, se convierte en el extremo positivo. Podemos indicar la polaridad de la molécula de HF de dos formas: δ+ δ− | H – F ó H – F Las designaciones “δ+” y “δ−” indican las cargas parciales positiva y negativa en los átomos de H y F. En la notación de la derecha la flecha denota el desplazamiento de la densidad electrónica hacia el átomo de flúor. El extremo cruzado de la flecha puede verse como un signo más que designa el extremo positivo de la molécula.

Figura 4.11 Las moléculas polares se alinean en un campo eléctrico; los extremos negativos apuntan hacia la placa positiva. Las moléculas polares se alinean en un campo eléctrico (fig. 4.11), y también se alinean unas respecto a otras y respecto a los iones. El extremo negativo y el extremo positivo de una molécula polar se atraen mutuamente. Asimismo, las moléculas polares son atraídas hacia los iones. El extremo negativo de una molécula polar es atraído hacia un ion positivo, y el extremo positivo es atraído hacia un ion negativo. Esta interacciones ayudan a explicar las propiedades de los líquidos, los sólidos y las soluciones. Siempre que dos carga eléctricas de igual magnitud pero signo opuesto están separadas cierta distancia, se establece un dipolo. Así, la molécula de HF tiene un dipolo. El tamaño de un dipolo se mide por su momento dipolar, denotado con µ. Si dos cargas de igual magnitud, Q+ y Q-, están separadas una distancia r, el momento dipolar es el producto de Q y r (fig. 4.12):

µ = Qr Vemos que el momento dipolar aumenta al aumentar la magnitud de las cargas separadas y al aumentar la distancia entre las cargas. Q+ Q-

r

Fig. 4.12 Momento dipolar

El la tabla 4.5 se muestran las longitudes de enlace y los momentos dipolares de los halogenuros de hidrógeno. Observe que, al avanzar del HF al HI, la diferencia de electronegatividades disminuye y la longitud del enlace aumenta. El primer efecto reduce la magnitud de las cargas separadas y hace que el momento dipolar disminuya del HF al HI, a pesar de que la longitud del enlace va en aumento.


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Para estas moléculas el cambio en la diferencia de electronegatividades es un factor más importante para el momento dipolar que la longitud del enlace. Tabla 4.5 Longitudes de enlace, diferencia de electronegatividad y momentos dipolares de los halogenuros de hidrógeno.

Compuesto Longitud de enlace (A)

Diferencia de electronegativid

ad

Momento dipolar (D)

HF 0.92 1.9 1.82 HCl 1.27 0.9 1.08 HBr 1.41 0.7 0.82 HI 1.61 0.4 0.44

4.3.2.1 Momentos dipolares de las moléculas poliatómicas. La polaridad de una molécula que contiene más de dos átomos depende tanto de la polaridad de los enlaces como de la geometría de la molécula. Para cada enlace polar de una molécula podemos considerar el dipolo de enlace; es decir, el momento dipolar debido únicamente a los dos átomos enlazados. Al sumar los dipolos de enlaces individuales se obtiene el momento dipolar global. Por ejemplo, consideremos la molécula de CO2, que es lineal, como se muestra en la figura 4. 13 (a), cada enlace C – O es polar y, dado que los enlaces C – O son idénticos, las momentos dipolares tienen la misma magnitud.

Figura 4.13 El momento dipolar de una molécula es la suma de sus dipolos de enlace. (a) en el CO2 los diplos de enlace tienen la misma magnitud pero son diametralmente opuestos. El momento dipolar global es cero. (b) En el H2O los dipolos de enlace también tienen la misma magnitud, pero sus direcciones no son diametralmente opuestas. La molécula tiene un momento dipolar global distinto a cero. El hecho de que ambos enlaces C – O sean polares no implica que la molécula de CO2 sea polar. Los dipolos de enlace y los momentos dipolares son cantidades vectoriales; es decir, tienen tanto magnitud como dirección. El momento dipolar global de una molécula poliatómica es la suma de sus dipolos de enlace. En esta suma de vectores debemos considerar tanto las magnitudes como las direcciones de los dipolos de enlace. Los dos dipolos de enlace del CO2, si bien tienen la misma magnitud, tienen direcciones exactamente opuestas, por lo que se cancelan, así, el momento dipolar global del CO2 es cero. Cabe señalar, que los átomos de O del CO2 sí tienen una carga negativa parcial y que el átomo de C tiene una carga positiva parcial, como es de esperar en los enlaces


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polares. Aunque los enlaces individuales son polares, la geometría de la molécula hace que el momento dipolar global sea cero. Considere ahora el agua, que una molécula angular con dos enlaces polares como se muestra en la Fig. 4.13(b). Una vez más, ambos enlaces son idénticos, así que los dipolos de enlace tienen la misma magnitud. Sin embargo, al estar doblada la molécula los dipolos de enlace no se oponen directamente y por tanto no se cancelan. Así, la molécula de agua tiene un momento dipolar (µ = 1.85D). El átomo de oxígeno tiene una carga parcial negativa, y cada uno de los átomos de hidrógeno tiene una carga parcial positiva. En la figura 4.14 se muestran ejemplos de moléculas polares y no polares, todas ellas con enlaces polares. Las moléculas en las que el átomo central está rodeado simétricamente por átomos idénticos (BF3 y CCl4) son no polares. En las moléculas ABn, en las que todos los átomos B son iguales, ciertas geometrías simétricas [lineal (AB2), plana trigonal (AB3), tetraédrica y plana cuadrada (AB4), bipiramidal trigonal (AB5) y octaédrica (AB6)] deben dar lugar a moléculas no polares a pesar de que los enlaces individuales podrían ser polares.

Figura 4.14 Ejemplos de moléculas con enlaces polares. Dos de estas moléculas son no polares porque sus dipolos de enlace se cancelan mutuamente.

4.3.3 Enlaces covalentes y traslape de orbitales

La relación del concepto de Lewis de enlaces de pares de electrones con la idea de los orbitales atómicos conduce a un modelo de los enlaces químicos llamado teoría del enlace de valencia. Si extendemos este enfoque para incluir las formas en que los orbitales atómicos pueden mezclarse entre sí, obtenemos una imagen que concuerda con el modelo RPENV. En la teoría de Lewis, ocurren enlaces covalentes cuando los átomos comparten electrones. Al compartirse, la densidad electrónica se concentra entre los núcleos. En la teoría del enlace de valencia, visualizamos que la acumulación de densidad electrónica entre dos núcleos ocurre cuando un orbital atómico de valencia de un átomo se fusiona con uno de otro átomo. Se dice entonces que


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los orbitales comparten una región del espacio, o que se traslapan. El traslape de orbitales permite a dos electrones con espín opuesto compartir el espacio común entre los núcleos y formar así un enlace covalente. En la figura 4.15 (a) Se representa el acercamiento de dos átomos de H para formar H2 . Cada átomo tiene un solo electrón en un orbital 1s. Al traslaparse los orbitales, la densidad electrónica se concentra entre los núcleos. Dado que los electrones de la región de traslape son atraídos simultáneamente por ambos núcleos, mantienen unidos a los átomos y se forma un enlace covalente.

Figura 4.15 Traslape de orbitales para formar enlaces covalentes. (a) El enlace del H2 es el resultado del traslape de dos orbitales 1s de dos átomos de H. (b) El enlace del HCl se debe al traslape de un orbital 1s del H y uno de los lóbulos de un orbital 3p del Cl. (c) El enlace del Cl2 es el resultado del traslape de dos orbitales 3p de dos átomos de Cl. La idea de que el traslape de orbitales produce un enlace covalente, se aplica igualmente bien a otras moléculas. Por ejemplo, consideremos la molécula de HCl. El cloro tiene la configuración electrónica [Ne]3s2 3p5. Todos los orbitales de valencia del cloro están llenos con excepción de un orbital 3p, que contiene un solo electrón. Este electrón se aparea con el electrón único del H para formar un enlace covalente. En la figura 4.15 (b) se muestra el traslape del orbital 3p del Cl con el 1s del H. Asimismo, podemos explicar el enlace covalente de la molécula de Cl2 en términos del traslape del orbital 3p de un átomo con el orbital 3p de otro, como se muestra en la figura 4.15 (c). Siempre hay una distancia óptima entre los dos núcleos enlazados en cualquier enlace covalente. En la figura 4.16 se muestra como cambia la energía potencial del sistema a medida que dos átomos de H se acercan para formar una molécula de H2. Conforme la distancia entre los átomos disminuye, el traslape de sus orbitales 1s aumenta. A causa del consecuente aumento en la densidad electrónica entre los núcleos, la energía potencial del sistema disminuye; es decir, la fuerza del enlace aumenta, como indica la disminución de la energía en la curva. Sin embargo, la curva también muestra que si los átomos se acercan mucho, la energía aumenta rápidamente. Este rápido aumento se debe principalmente a la repulsión electrostática de los núcleos, que se hace significativa a distancias internucleares cortas. La distancia internuclear en un mínimo de la curva de energía potencial corresponde a la longitud de enlace observada. Así, la longitud de enlace observada es la distancia en que las fuerzas de atracción entre cargas distintas (electrones y núcleos) se equilibran con las fuerzas de repulsión entre cargas iguales (electrón-electrón y núcleo-núcleo).


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Figura 4.16 Cambio de energía potencial durante la formación de la molécula de H2. El mínimo de energía, a 0.74 A, representa la distancia de equilibrio de enlace. La energía en este punto, -436 kJ/mol, corresponde al cambio de energía para la formación del enlace H – H. 4.4 Ejercicios

4.4.1. Escriba la fórmula puntual de Lewis y la fórmula de guiones para la molécula de N2

Respuesta

1) Esqueleto N N 2) N = 2 X 8 = 16 electrones necesarios

3) D = 2 X 5 = 10 electrones disponibles 4) C = N – D = 16 – 10 = 6 electrones compartidos. 5) N ::: N 6 electrones ( 3 pares) compartidos = triple enlace

6) los 4 electrones restantes se acomodan 2 en cada átomo. ׃ N׃ ׃ ׃ N׃ ó ׃ N ≡ N׃

4.42 Escriba la fórmula puntual y de guiones para el CS2 Respuesta

1) Esqueleto S C S 2) N = 2 X 8 (del S) + 1 X 8 (del C) = 24 electrones necesarios 3) D = 6 X 2 (del S) + 1 X 4 (del C) = 16 electrones disponibles 4) C = N – D = 24 – 16 = 8 electrones = 4 pares compartidos 5) S׃ ׃ C׃ ׃ S

·· ·· ·· ·· 6) Se acomodan los 8 restantes S ׃ ׃ C׃ ׃ S ó S = C = S

·· ·· ·· ··

4.4.3 Tres posibles estructuras de Lewis para el ion tiocianato, NCS-, son: ·· ·· ·· ··

– [׃ N ≡ C = S ׃] – [׃ N = C = S ׃] – [׃ N – C ≡ S ׃] ·· a) Determine las cargas formales de los átomos en cada estructura. b) ¿Cuál estructura de Lewis es la preferida?


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Respuesta

Los átomos de N, C y S neutros tienen 5, 4 y 6 electrones de valencia respectivamente. Aplicando las reglas anteriores podemos determinar las siguientes cargas formales en las tres estructuras:

-2 0 +1 -1 0 0 0 -1 0 ·· ·· ·· ··

– [׃ N ≡ C = S ׃] – [׃ N = C = S ׃] – [׃ N – C ≡ S ׃] ·· 4.4.4 Utilice el modelo RPENV para predecir la geometría de pares de electrones y la geometría molecular de: a) SnCl3- ; b) O3; c) H2S; d) CO3

2-.

Respuestas: a) tetraédrica, piramidal trigonal; b) plana trigonal, angular; c) tetraédrica, angular; d) plana, trigonal


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UNIDAD 5

NOMENCLATURA QUÍMICA La Nomenclatura es un conjunto de reglas que se emiten para dar nombre y clasificación a los individuos de una especie. La Nomenclatura Química contendrá las reglas que nos permitan asignar un nombre a cada una de las sustancias químicas. El objetivo de la nomenclatura química es identificar a una sustancia química y esta identificación debe ser inequívoca, es decir, a cada nombre debe corresponder una sustancia y a cada sustancia un nombre. A diferencia de otras disciplinas, la nomenclatura química contiene reglas y nombres que se han modificado con el tiempo y se seguirán modificando a medida que se obtengan nuevos compuestos o se establezcan acuerdos internacionales para designar a los ya existentes. Las reglas de nomenclatura actuales provienen de los acuerdos internacionales tomados en una asociación mundial de químicos, denominada International Union of Pure and Applied Chemistry, conocida como IUPAC por sus siglas en inglés. Al decir que a cada sustancia se le asigna un nombre, no se puede explicitar “un nombre y solo uno”, ya que este pudo cambiar con el tiempo. Por ejemplo, existe un compuesto conocido desde hace ya varios siglos y que en la farmacopea tradicional se llamó “sublimado corrosivo”. A principios de este siglo recibió el nombre de cloruro mercúrico, que le corresponde debido a su composición, y que actualmente se llama cloruro de mercurio (II) . A pesar de las reglas emitidas por la IUPAC y de la tendencia a ser adoptadas por los químicos en todo el mundo, la nomenclatura química es tolerante con los nombres que se han arraigado y que persisten, en la mayoría de los casos a nivel comercial. 5. 1 Nomenclatura de los Aniones Monoatómicos. Los átomos de los elementos que producen iones negativos alcanzan sólo un estado de oxidación negativo. La nomenclatura sistemática indica que el nombre de los iones negativos se establece con la raíz del nombre del elemento y la terminación —uro. En la tabla 5.1 se dan los nombres de los iones negativos: Observe en la Tabla las siguientes irregularidades:

a) El oxígeno, a diferencia de los demás elementos, genera compuestos denominados óxidos, en lugar de “oxigenuros”.

b) Existe el estado de oxidación —1 para el oxígeno, pero no en estado monoatómico, sino diatómico, generando la molécula del ión peróxido, 02

-2 . c) Los derivados del azufre toman la raíz de su nombre en latín sulfur. Por esta razón el ion S-2

se llama sulfuro y no “azufruro


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Tabla 5.1. Nombre de los aniones monoatómicos.

Nombre del Elemento. Ión Nombre del Ión

Antimonio. Arsénico. Azufre. Boro.

Bromo. Carbono.

Cloro. Flúor.

Fósforo. Hidrógeno. Nitrógeno. Oxígeno.

Selenio. Silicio. Telurio. Yodo.

Sb3- As3- S2- B3- Br- C4- Cl- F- P3- H- N3- O2- O2

2- Se2- Si4- Te2- I1-

5.2 Nomenclatura de los cationes monoatómicos

La nomenclatura sistemática para especies en estado de oxidación positiva recomendada por la IUPAC es extraordinariamente sencilla. Consiste en dar el nombre del elemento y escribir entre paréntesis con números romanos el estado de oxidación, ejemplos son:

para Fe3+ ____________________ para Mn7+ ___________________ para Br5+ ___________________

Existe otra nomenclatura, llamada convencional, que consiste en lo siguiente:

a) Los iones de los elementos que dan sólo un estado de oxidación positivo forman su nombre con la raíz del nombre del elemento y la terminación —ico. Por ejemplo: para el sodio, el ion Na+, se usa el término _________ para el galio, el ion Ga3+, se usa el término _________ para el silicio, el ion Si4+, se usa el término _________

b) Cuando el elemento produce dos iones positivos, el de más alto estado de oxidación cumple la regla anterior. El ion de menor estado de oxidación se designa con la raíz del nombre del elemento y la terminación —oso. Por ejemplo:

del hierro, el Fe2+ se llama _____________ y el Fe3+ se llama férrico _____________ para el cobre, el Cu+ se llama __________ y el Cu2+ se llama __________ para el plomo, el Pb2+ se llama _________ y el Pb4+ se llama __________


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para el arsénico, el As3+ se llama ________ y el As5+ se llama ___________ c) Cuando el elemento produce tres iones positivos diferentes, los dos de más alto estado de

oxidación cumplen la regla anterior. El ion de menor estado de oxidación se designa con el prefijo hipo, la raíz del nombre del elemento y la terminación —oso.

Por ejemplo: para el azufre, el S2+ es el ion _____________ el S4+ es el ion ____________ y el S6+ es el ion ___________

d) Cuando un elemento produce cuatro iones positivos, los tres de menor estado de oxidación cumplen la regla anterior. El ion de mayor estado de oxidación se designa con el prefijo per— la raíz del nombre del elemento y la terminación —ico. Por ejemplo:

para el cloro, el Cl1+ es el ion _________________

Cl3+ es el ion _________________ Cl5+ es el ion _________________ Cl7+ es el ion _________________

Esta última nomenclatura tiene algunas limitaciones y no es fácil de recordar. Además, muchos estados de oxidación tienen nombres particulares. Sin embargo, muchos profesionales de la química aún la utilizan. 5.3 Nomenclatura de los compuestos binarios Funciones químicas A excepción de los gases nobles, prácticamente todos los elementos se combinan entre sí, existen compuestos de cualquier elemento con el oxígeno y todos ellos se llaman óxidos, de la misma manera existen compuestos de cualquier elemento con flúor y se llaman floruros. El conjunto de compuestos que tienen en común la presencia de un elemento forman una “función química”.

En química inorgánica son reconocidas 5 funciones químicas, a saber: Los hidruros, los óxidos, los hidróxidos o bases, los ácidos, las sales.

Clasificación de los compuestos de número de elementos diferentes Otra forma de agrupar los compuestos es mediante el número de elementos diferentes que contiene la fórmula de los mismos. Los compuestos binarios son los que tienen dos elementos diferentes, por ejemplo:

El NaC1, cloruro de sodio, proviene de dos elementos, el sodio y el cloro. El H20, agua, contiene sólo dos elementos, el hidrógeno y el oxígeno. El Fe2O3, el trióxido de dihierro(III), contiene dos elementos hierro y oxígeno.

Existen compuestos ternarios que contienen 3 elementos diferentes, como El Ca(OH)2, hidróxido de calcio, que contiene calcio, oxígeno e hidrógeno. El CaCO3, carbonato de calcio, contiene calcio, carbono y oxígeno.


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Existen compuestos con mayor número de elementos, a los que se les llama polielementales, como son:

NaKC2O4, oxalato de sodio y potasio, con sodio, potasio, carbono y oxígeno. O el NaH2PO4, dihidrógeno fosfato de sodio, con los elementos correspondientes.

En esta parte de la unidad estudiaremos la nomenclatura de las funciones químicas de Los compuestos binarios 5.3.1 Los hidruros.

Son compuestos que contienen hidrógeno y otro elemento, donde EHy es la fórmula general de los hidruros.

La nomenclatura de los hidruros metálicos se forma con la palabra “hidruro”, la preposición “de”, el nombre del elemento y su estado de oxidación, entre paréntesis. Por ejemplo:

CsH = _________________________ HgH2 = _________________________ GaH3 = _________________________ PbH4 = _________________________

Cuando el elemento metálico sólo forma un estado de oxidación pósitivo, como es el caso del cesio, es optativo el escribir su estado de oxidación entre paréntesis. Así:

el CsH es el hidruro de cesio o hidruro de cesio (1)

Hidruros con nomenclatura convencional La composición química de muchos hidruros se conoce desde antes de la sistematización de la nomenclatura química y la IUPAC acepta que se sigan utilizando sus nombres tradicionales. Por ejemplo, se acostumbra utilizar el nombre agua en lugar de “óxido de hidrógeno” para el compuesto H20, al igual que el nombre metano en lugar de “hidruro de carbono” para el CH4. En la tabla 2 se dan los nombres convencionales y sistemáticos de los hidruros con nombre convencional. En el caso del amoniaco se ha escrito el nombre sistemático “hidruro de nitrógeno” que corresponde a la fórmula NH3. Sin embargo, se sabe que el hidrógeno es el extremo formalmente positivo de la molécula, por lo que debiera llamarse “nitruro de hidrógeno” con fórmula H3N. Lo mismo ocurre con el metano, que debiera llamarse “carburo de hidrógeno” con fórmula H4C. Esto es sólo una aclaración, puesto que el uso de las fórmulas NH3 y CH4 está aceptado y es universal.


89

Tabla 5.2. Nombre común de algunos hidruros.

Hidruro. Nombre Convencional. Nombre Sistemático. H2O NH3 AsH3 BH3 SbH3 PH3

GeH4 CH4 SiH4

Agua. Amoniaco.

Arsina. Borano. Estibina. Fosfina.

Germano. Metano. Silano.

Óxido de Hidrógeno. Hidruro de Nitrógeno. Hidruro de Arsénico.

Hidruro de Boro. Hidruro de Antimonio.

Hidruro de Fósforo. Hidruro de Germanio. Hidruro de Carbono. Hidruro de Silicio.

5.3.2. Nomenclatura de los óxidos Las combinaciones de los elementos con el oxígeno producen compuestos llamados óxidos. Prácticamente cualquier óxido puede obtenerse de la reacción directa oxígeno + elemento, aunque esta reacción no es la única forma de obtener óxidos. Hay varias formas de nombrar a los óxidos. La más sencilla es enunciar la palabra “óxido”, la preposición “de”, el nombre del elemento que forma el óxido, y el estado de oxidación que presenta, escrito en romano y encerrado entre paréntesis. Observe los siguientes ejemplos:

K2O = FeO = Bi2 O3= CO2 = V2 O5 =

Cuando un elemento presenta sólo un estado de oxidación, como ocurre entre los que están en los grupos 1 y 2, puede no escribirse este número. Otra nomenclatura consiste en “leer” la fórmula: indicar con un prefijo el número de átomos de oxígeno, seguido de la palabra “óxido”, luego la preposición “de”, y con otro prefijo el número de átomos del otro elemento, con su nombre. Para los ejemplos anteriores:

K2O = FeO = Bi203 = CO2 = V205 =

La otra nomenclatura (ya casi en desuso porque exige memorizar los diferentes estados de oxidación de los elementos) consiste en decir la palabra “óxido” seguida del nombre del ion en su estado de oxidación correspondiente. Para los mismos ejemplos anteriores se darían los nombres siguientes:

K2 O = Fe O =


90

Bi203 = CO2 = V205 =

5.3.3 Nomenclatura de los peróxidos En realidad son pocos los peróxidos importantes en química inorgánica: el peróxido de hidrógeno, H202, llamado comercialmente “agua oxigenada”, es muy poco estable y tiende a liberar oxígeno gaseoso, el peróxido de sodio, Na202, comercialmente llamado “oxilita”, y el peróxido de bario, BaO2, que fue una de las principales materias primas para la preparación del H202.

En todos los casos en los que aparezca la raíz “peroxi” o la palabra “peróxido”, se indica que existe el grupo O2

2-. Los anteriores son los más importantes como compuestos puros.

H202 __________________ Na202 __________________ BaO2 __________________

5.3.4 Sales binarias La mayor parte de los elementos situados del lado izquierdo de la tabla periódica se combinan directamente con los elementos del lado derecho. Los del lado derecho producen iones negativos en estas combinaciones y los del izquierdo, positivos. Los compuestos así formados se llaman sales binarias. Un ejemplo es el cloruro de sodio:

2Na + C12 2NaCl La mayoría de los compuestos así formados son cristalinos, blancos y parecidos a la sal de cocina o cloruro de sodio. Por esta razón las sales binarias se llaman también “sales halógenas” (el cloro es un elemento de los halógenos) o sales haloideas (porque las formas minerales de la sal común se llaman “halita”). La nomenclatura de las sales generalmente se forma enunciando el nombre del ion negativo, terminado en —uro, la preposición “de” y el nombre del metal seguido por su número de oxidación (escrito en números romanos, dentro de un paréntesis). Por ejemplo:

GaAs = _____________________ CdTe = _____________________ Cu2S = ______________________ FeC13 = _____________________ AgBr = _____________________

Las otras dos nomenclaturas aplicadas a los óxidos también son usuales. Los mismos compuestos anteriores pueden tener los siguientes nombres:

Ga As = _______________________ Cd Te = _______________________ Cu2 S = ________________________ Fe C13 = _______________________


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AgBr = ________________________ GaAs = ________________________ CdTe = ________________________

5.4 Los Hidróxidos metálicos

Son compuestos de fórmula general M(OH)y, donde y es el estado de oxidación del ion metálico. Son compuestos ternarios porque contienen un elemento metálico, oxígeno e hidrógeno.

Algunos Hidróxidos pueden ser obtenidos por la reacción de óxidos con agua como en los ejemplos siguientes:

Na2O + H2O 2NaOH Óxido de sodio + agua 2 hidróxido de sodio o

CaO + H20 Ca (OH)2 Óxido de calcio + agua hidróxido de calcio. Una expresión general para las reacciones anteriores es:

MxOy + yH2O xM(OH)y

Óxido metálico + agua hidróxido metálico Los índices x e y provienen de la fórmula del óxido. La reacción de óxido con agua no es una forma general de obtención de los hidróxidos. Algunas veces el óxido es más estable que el hidróxido y la reacción que se presenta es la opuesta de la anterior: xM(OH)y MxOy + yH2O que ocurre regularmente cuando y es un valor alto, igual o mayor que 3 como en los casos siguientes:

2 Al(OH)3 A1203 + 3H20

2 hidróxido de aluminio óxido de aluminio +3 agua

2 Au(OH)3 Au203 + 3H20

2 hidróxido de oro óxido de oro +3 agua

Ti(OH)4 Ti02 + 2H20

Hidróxido de titanio óxido de titanio +2 agua

Pt (OH)4 PtO2 + 2H20

Hidróxido de platino (IV) óxido de platino (IV) +2 agua

La nomenclatura de estos compuestos se forma con la palabra “hidróxido”, la preposición “de” y el nombre del ion metálico. Por ejemplo:

LiOH = Mg(OH)2 = Tl (OH)3 =


92

Cuando el metal puede presentar varios estados de oxidación es posible utilizar la nomenclatura auxiliar, en la cual el nombre del ion metálico termina en —ico o en —oso, como en:

Fe (OH)2 = ___________________ Fe(OH)3 = ____________________ Hg OH = _____________________ Hg (OH)2 = ____________________

Nótese que en las fórmulas de tipo M(OH) se elimina el paréntesis y el subíndice 1, tal como en el NaOH, hidróxido de sodio, y el HgOH, hidróxido de mercurio (I). Nótese también que cuando el ion metálico tiene sólo un estado de oxidación, se puede suprimir esta información, como se hizo en el caso del Ca(OH)2, hidróxido de calcio, o en el Mg(OH)2, hidróxido de magnesio. Sólo los hidróxidos de los elementos alcalinos son solubles en el agua. Éstos, además, pueden formar iones fácilmente: MOH M+ + OH-

en agua como el KOH K+ + OH - en agua

5.5 Los Oxiácidos

Otro tipo de óxidos reactivos con el agua son los óxidos de los no metales. Por ejemplo:

C02 + H20 H2CO3 ó

O O C + O-H C-OH

O H OH Una diferencia importante entre esta reacción y las anteriores es que cuando se trata de los óxidos metálicos, el producto siempre contiene uniones simples M—OH. En este caso no siempre se obtienen estas uniones, sino también enlaces M = O o M —O. Este hecho hace que la fórmula general de los compuestos sea HpMOq, donde p y q no siempre son iguales. Generalmente p (el número de átomos de hidrógeno) es menor que q (el número de átomos de oxígeno). Es muy difícil generalizar fórmulas para estos compuestos. Como la mayoría de los oxiácidos fueron preparados antes del desarrollo de la nomenclatura sistemática, recibieron el nombre de óxido no metálico correspondiente terminado en —oso o en—ico, como aparece en la tabla 5.3, y éste es el nombre usual que se les aplica. El nombre sistemático se forma con la palabra “ácido”, la raíz griega del número de oxígenos por molécula seguido de la partícula —oxo, el nombre del elemento central terminado en —ico y su estado de oxidación encerrado en paréntesis.


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Tabla 5.3 Fórmulas y Nombre Común y Sistemático de Algunos Oxiácidos.

NOMBRE COMÚN

FÓRMULA

NOMBRE SISTEMÁTICO

Ácido Hipocloroso

HClO HClO2 HClO3 HClO4 HBrO HBrO2 HBrO3 HBrO4 HIO HIO2 HIO3 HIO4

H2SO3 H2SO4 H2SeO3 H2SeO4 H2TeO3 H2TeO4 HNO2 HNO3 H3PO3 H3PO4

H3AsO3 H3AsO4 H2CO3

Ácido monoxoclórico(I)

5.6 Nomenclatura de los aniones oxigenados. La disociación de los ácidos oxigenados produce, como ya hemos visto iones hidrógeno H+ y un ión molecular negativo que contiene al elemento central:

HpMOq pH+ + Moqp-

A este ión se le conoce como “anión oxigenado”. El nombre de los aniones oxigenados proviene del nombre del ácido que les da origen, y se siguen las siguientes reglas:

a) El anión que proviene de un ácido cuyo nombre termina en • oso, recibe el mismo nombre, terminado en —ito. Por ejemplo, el anión del ácido nitroso,

HNO2, se llama anión nitrito, NO2-

b) El anión que proviene de un ácido cuyo nombre termina en

• ico, recibe el mismo nombre, terminado en —ato. Por ejemplo, el anión del ácido peryódico, HIO4, recibe el nombre de anión peryodato, IO4

-


94

En la tabla 5.4 aparecen enlistados los nombres de los aniones oxigenados también se incluye la nomenclatura sistemática en la que sólo cambia la terminación —ico del ácido por —ato del anión.En la misma tabla se incluye la nomenclatura sistemática. Tabla 5.4. Fórmulas y nombres de los aniones oxigenados comunes

NOMBRE COMÚN

FÓRMULA

NOMBRE SISTEMÁTICO

Hipoclorito

ClO-

ClO2-

ClO3-

ClO4-

BrO-

BrO2-

BrO3-

BrO4-

IO-

IO2-

IO3-

IO4-

SO32-

SO42-

SeO32-

SeO42-

TeO32-

TeO42-

NO2-

NO3-

PO33-

PO43-

AsO33-

AsO43-

CO32-

monoxoclorato

5.7 Sales anfígenas Las sales anfígenas son las que resultan de combinar iones metálicos (catiónes) con aniones oxigenados. La fórmula general que les corresponde es: Mp (M’Oq)y donde y es el estado de oxidación del catión metálico M, y p es la carga formal del oxianión cuyo átomo central es M’. Los valores de p e y como estados de oxidación de Mý+ Moqp- se intercambian siguiendo la regla del intercambio de los estados de oxidación. Son ejemplos de sales anfígenas:

el yodato de potasio = el nitrato de calcio = el sulfato de sodio = el silicato de magnesio = el fosfato de hierro (II) = el carbonato de cobalto (III) =


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Para indicar el nombre de una sal anfígena se enuncia el nombre del “oxoanión”, la preposición “de” y el nombre del catión, poniendo su estado de oxidación entre paréntesis, cuando proceda.

5.8 Hidruros Ácidos En la tabla 5.5 se enlistan los hidruros ácidos. Las soluciones acuosas de los hidruros ácidos se denominan “ácidos hidrácidos” y en su nomenclatura se incluye la palabra ácido, el nombre apocopado del no metal y la terminación “—hídrico”. Su fórmula debe estar acompañada por la palabra “acuoso” (ac).

Tabla 5.5. Listado de los ácidos hidrácidos

FÓRMULA.

NOMBRE

REACCIÓN CON EL AGUA

HF(ac) HCl(ac) HBr(ac) HI(ac)

H2S(ac) H2Se(ac) H2Te (ac)

HF(ac) + H2O H3O+ + F-

HCl(ac) + H2O H3O+ + Cl- HBr(ac) + H2O H3O+ + Br- HI(ac) + H2O H3O+ + I- H2S(ac) + H2O H3O+ + S2- H2Se(ac) + H2O H3O+ + Se2- H2Te (ac) + H2O H3O+ + Te2-

5.9 Sales ácidas. La neutralización parcial de un ácido puede dar lugar a una sal cuyo anión conserve algunos átomos de hidrógeno ionizables. Por ejemplo, en la reacción

NaOH + H2S04 NaHSO4 + H20 hidróxido de sodio + ácido sulfúrico = sulfato ácido de sodio + agua

A esta reacción se le llama “neutralización parcial” debido a que sólo uno de los dos hidrógenos disociables del ácido sulfúrico fue neutralizado. El anión que queda de este proceso es el HSO4 se nombró como “sulfato ácido”, puesto que aún puede disociar un ión hidrógeno: HSO4

- H+ + SO42-

ión sulfato ácido = ión hidrógeno + ión sulfato Para que un ácido pueda formar sales ácidas es necesario que su fórmula contenga más de un átomo de hidrógeno ionizable. Los ácidos clorhídrico (HC1), clórico (HC1O3) y nítrico (HNO3). por ejemplo, no pueden dar aniones ácidos porque sólo tienen un hidrógeno por neutralizar. La nomenclatura sistemática consiste en indicar con un prefijo griego el número de átomos de hidrógeno que contiene el anión, seguido de la palabra “hidrógeno”, el nombre del anión y, entre paréntesis, el estado de oxidación del elemento central. Por ejemplo, el ión HSO2

2- se debiera llamar “hidrógeno tetraoxo sulfato (VI) pero también se llama “hidrógeno-sulfato”. El ión HS-, que proviene del ácido sulfhídrico, se llama “ión hidrogenosulfuro”.


96

Hay más de una nomenclatura trivial para los aniones ácidos. La más reciente consiste en formar el nombre de anión neutro seguido del prefijo griego que indica el número de hidrógenos en la fórmula, unido a la palabra “ácido”. Por ejemplo

HSO4 – ____________________

HS- ______________________________

H2PO4- ____________________

HPO42- ____________________

Otra nomenclatura trivial frecuentemente utilizada consiste en:

a) Cuando el ácido termina en —hídrico, el anión hidrogenado cambia la terminación por —hidrato. Por ejemplo, el HS- proviene del H2S ácido sulfhídrico, su nombre es “ión sulfhidrato”.

b) Los iones que provienen de ácidos oxigenados forman su nombre con el prefijo bi—.

Ejemplo: el HSO4 proviene del ácido sulfúrico H2S04, su nombre es bisulfato. Esta nomenclatura no es utilizable cuando el anión ácido puede contener uno o más hidrógenos. El término “bifosfato” puede aplicarse a H2PO4

- o a HPO42- Como no hay forma de diferenciarlos, esta

nomenclatura no es aplicable.

5.10 Sales básicas El proceso de neutralización implica la formación de moléculas de agua a partir de un ácido y una base. Cuando todos los iones H+ del ácido reaccionan con un número igual de iones hidroxilo, OH-, se obtiene la sal neutra y moléculas de agua.

y HxAn + xM(OH)y MxAny + (xy)H20 donde An es la fórmula del anión, que puede ser monoatómico o poliatómico. Cuando la reacción ocurre con un número de moléculas de base menor que x o un número de moléculas de ácido mayor que y, la neutralización del ácido es parcial y se obtiene una sal ácida. En el ejemplo se observa que la reacción es

2H3P04 + Mg(OH)2 Mg(H2P04)2 + 2H20

Si se compara con la obtención del fosfato de magnesio: 2H3P04 + 3Mg(OH)2 Mg3(P04)2 + 6H20

se observa que en el ejemplo se utilizó menos hidróxido que el necesario para la neutralización. Por lo contrario, si se usara un número de moléculas de ácido menor que y/o un número de moléculas de hidróxido mayor que x, la neutralización también sería parcial y es posible que la sal formada aún contenga iones OH-. Por ejemplo, si hacemos reacción ácido fosfórico con hidróxido de magnesio en la siguiente proporción

2H3P04 + 6Mg(OH)2


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se tendrían 6 iones H+ y 12 iones OH; por lo que la sal formada debe contener los iones OH- excedentes: 2H3P04 + 6Mg(OH)2 2[Mg(OH)]3 PO4 + 6H2O La sal cuyo catión contiene todavía iones OH- se designa como “sal básica”. Para que un ion metálico pueda dar una sal básica es necesario que su estado de oxidación sea mayor que uno. Sin embargo, casi todas las sales básicas conocidas están formadas con iones metálicos con estado de oxidación +2 y, por tanto, la fórmula general de los cationes básicos es M(OH)+ :

M(OH)2 M(OH)+ + 0H-

Hidróxido = catión básico + oxhidrilo y la fórmula general de las sales básicas es [M(OH)]x An donde x es el número de cargas eléctricas del anión. La nomenclatura trivial de la sal básica consiste en colocar el prefijo sub— al nombre de la sal neutra que correspondería. Por ejemplo:

Zn(OH)Cl = subcloruro de cinc(II) [Ca(OH)]2S04 = __________________ [Cu(OH)]2CO3 = _________________ [Ni(OH)I3AsO4 = _________________

La nomenclatura sistemática consiste en dar al nombre del anión, la raíz latina del número de cationes básicos presentes en forma de uni (número que se puede omitir), bis, tris, etc., la palabra hidroxi y el nombre del metal. Por ejemplo:

Zn(OH)Cl = cloruro de hidroxicinc [Ca(OH)]2SO4 = ______________________ [Cu(OH)]2CO3 = ______________________ [Ni(OH)]3 AsO4 = _____________________

Algunos autores prefieren describir las sales básicas como la suma de una sal neutra y el hidróxido del metal. Por ejemplo:

el cloruro hidroxicinc (II) puede ser representado como 2 Zn(OH)Cl o como

ZnCl2 •Zn(OH)2 el carbonato bis-hidroxicobre (II) puede ser representado como [Cu(OH)]2C03 o como

Cu CO3• Cu(OH)2 el arseniato tris-hidroxiníquel (II) puede ser representado. como 2[Ni(OH)]3 AsO4 o como Ni3(As04)2 •3Ni(OH)2

Obsérvese que cuando el anión tiene valencia impar, se duplica la fórmula.

5.11 Sales dobles Sales de dos cationes Una sal ácida puede aun disociar iones H+. Si este ion fuera neutralizado por el hidróxido de un catión diferente del que posee la sal, el resultado sería una sal neutra con dos cationes. Por ejemplo:


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NaHS + KOH NaKS + H20 Sulfuro hidrogenado + hidróxido de = sulfuro de sodio + agua De sodio potasio y potasio Para que la fórmula de la sal doble cumpla con la regla del intercambio del estado de oxidación es necesario que la suma de las cargas de los iones positivos sea igual a la carga del (o los) aniones presentes. La nomenclatura de estas sales se forma con el nombre del anión y el nombre de cada uno de los cationes presentes, con el estado de oxidación entre paréntesis. El orden para mencionar los cationes es el siguiente: se cita primero al que se encuentre más hacia la izquierda de la tabla periódica; si ambos cationes están en el mismo grupo, al que se encuentre más arriba en el grupo. El nombre del ion amonio siempre precede. Por ejemplo:

KA1(S04)2: ________________________ NH4MgPO4: _______________________ (NH4)2Co(C03)2: ____________________

5.12 Sales hidratadas Aunque en realidad no son compuestos puros, muchos sólidos cristalinos asocian moléculas de agua durante su formación. Estas moléculas de agua influyen en la textura y en algunas propiedades físicas de los sólidos cristalinos, como la transparencia y la solubilidad. Por ejemplo, el CaSO4, anhidrita, forma un sólido agregado de gránulos cúbicos, en cambio el CaSO4 •2H20, yeso, se presenta en cristales generalmente prismáticos que pueden abrirse en capas. El yeso se forma por hidratación (adición de agua) de la anhidrita, operación en la que hay un aumento del 60% del volumen inicial.

Para señalar el número de moléculas de agua que contiene la fórmula mínima de una sal hidratada se indica el número de moléculas de agua mediante el prefijo griego correspondiente y la palabra hidrato o hidratado, después del nombre de la sal. Por ejemplo:

MgSO4 •H20: sulfato de magnesio monohidratado MgSO4 •4H20: sulfato de magnesio tetrahidratado MgSO4 •5H20: sulfato de magnesio pentahidratado MgSO4 •6 H20: sulfato de magnesio hexahidratado MgSO4 •7H20: sulfato de magnesio heptahidratado

5.13 Ejercicios

i. Nombra correctamente los siguientes compuestos a) Ag2O b) CCl4 c) MgF2 d) HgS e) HgO

Respuesta a) Oxido de plata I, b) Tetracloruro de carbono,c) Fluoruro de magnesio,d)sulfuro de mercurio (I), e) Oxido de mercurio (II)


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5.13.2 Escribe correctamente la formula de los siguientes compuestos: a) Óxido aurico; b) Nitrato de cobre (II); c) Fosfato diácido de potasio; d) Clorato de amonio; e) Sulfito de litio Respuesta a) Au2O3 , b) Cu (NO3)2 , c) KH2PO4, d) NH4ClO3 , e) Li2 SO3


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UNIDAD 6

REACCIONES QUÍMICAS

El cambio químico se llama reacción química. Con el objeto de comunicarse claramente en relación a las reacciones químicas, los químicos han desarrollado una forma estándar para representarlas, las ecuaciones químicas. 6.1 Escritura de Ecuaciones Químicas.

Considérese lo que pasa cuando el hidrógeno gaseoso arde en aire (que contiene oxígeno molecular) para formar agua. Esta reacción se puede representar por la ecuación química:

H2(g) +O 2(g) H2O(l)

Donde el signo + significa “reacciona con” y la significa “produce”. Así, esta expresión simbólica se puede leer: “ hidrógeno molecular reacciona con oxígeno molecular para producir agua”. Se asume que la reacción ocurre de izquierda a derecha como lo indica la flecha. Sin embargo, la reacción no está completa, debido a que del lado izquierdo de la flecha hay el doble de átomos de oxígeno que los que hay en el lado derecho. Para estar de acuerdo con la ley de la conservación de la materia debería haber el mismo número de átomos en ambos lados de la flecha. Se puede balancear esta ecuación colocando el coeficiente apropiado: 2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

Esta ecuación química balanceada muestra que dos moles de hidrógeno se pueden combinar o reaccionar con un mol de oxígeno para formar dos moles de agua. En la ecuación anterior se hace referencia al H2 y al O2 como reactivos, que son las sustancias iniciales en una reacción química. El agua es el producto, que es la sustancia formada como resultado de la reacción química. Una ecuación química se puede pensar entonces como una descripción taquigráfica de una reacción. En las ecuaciones químicas los reactivos se escriben por convención a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha, y es común a menudo anotar el estado físico de los reactivos y productos mediante las abreviaturas (g),(l) y (s) entre paréntesis a fin de proporcionar mayor, y a menudo muy útil, información al escribir las reacciones. Los químicos también escriben ecuaciones para representar procesos físicos:

H2O(l) H2O(s)

H2O(l) H2O(g)

Procesos de disolución o solución:

NaCl(s) H2O

NaCl(ac)

HCl(g) H

2O

HCl(ac)


101

6.2 Clasificación de las Reacciones Químicas

6.2.1 Reacciones de Combinación Las reacciones en que dos o más substancias se combinan para formar un compuesto se llaman reacciones de combinación. Incluyen:

Combinación de dos Elementos para formar un compuesto.

Metal + No Metal Compuesto iónico binario La mayoría de los metales reaccionan con la mayoría de los no metales para formar compuestos iónicos binarios. 2M(s) + X2 2(M+X-)(s) M = Li, Na,K, Rb, Cs. X = F, Cl, Br, I.

2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) Cloruro de sodio (pf 8010 C)

2M(s) + X2 MX2(s)

M = Be, Mg,Ca, Sr, Ba. X = F, Cl, Br, I. Mg(s) + F2(g) MgF2(s) Fluoruro de Magnesio (pf 12660 C) Cuando dos no metales se combinan entre sí forman compuestos binarios covalentes.

No Metal + No Metal Compuesto binario Covalente. En estas reacciones el número de oxidación del elemento menos electronegativo suele variar dependiendo de las condiciones de reacción.

P4(s) + 6Cl2(g) 4PCl3(l) (con Cl2 limitado) (pf -1120 C)

P4(s) + 10Cl2(g) 4PCl5(s) (con exceso de Cl2) (se descompone a 1670 C) Por lo general se forma un estado de oxidación mas alto del no metal cuando reacciona con un exceso del otro no metal.

Combinación de un Elemento y un compuesto para formar un nuevo compuesto.

PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s)

SF4(g) + F2(g) SF6(g) Hexafluoruro de azufre (pf –50.50C)

Combinación de dos compuestos para formar un nuevo compuesto.


102

CO2(g) + H2O(l) H2CO3(ac) Na2O(s) + H2O(l) 2NaOH(ac)

CaO(s) + SO3(g) CaSO4(s)

6.2.2 Reacciones de Descomposición Las reacciones de descomposición son aquellas en las que un compuesto se descompone para producir: Dos elementos, Uno o más elementos y uno o más compuestos, ó dos o más compuestos.

Compuesto Dos elementos 2H2O(l)

Electrólisis 2H2(g) + O2(g)

HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)

Compuesto Elemento y compuesto(s) Compuesto Compuestos

2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g) CaCO3 CaO(s) + CO2(g)

6.2.3 Reacciones de Desplazamiento. Las reacciones en las cuales un elemento desplaza a otro en un compuesto se llaman reacciones de desplazamiento. Los metales activos desplazan a los metales menos activos o al hidrógeno de sus compuestos en solución acuosa. Los metales activos son los que tienen baja energía de ionización y pierden con facilidad electrones para formar cationes.

Serie de Actividad de los metales. En la tabla anterior se indica la serie de actividad, cualquier metal que se encuentre por arriba del hidrógeno en esta serie al ser añadido a soluciones de ácidos no oxidantes, como el ácido clorhidrico y sulfúrico, reacciona para producir hidrógeno y una sal. Los metales muy activos, pueden inclusive desplazar al hidrógeno del agua, sin embargo estas reacciones de metales muy activos del grupo IA son peligrosas porque generan suficiente calor para provocar ignición explosiva del hidrógeno . La reacción del potasio o cualquier otro elemento del grupo IA con el agua también es una reacción de desplazamiento: 2K (s) + 2H2O(l) 2[K+

(ac) + OH-(ac)] + H2(g)

• Metal activo+sal del metal menos activo metal menos activo+sal del metal activo

Cu (s) + 2AgNO3(ac) Cu(NO3)2 + 2Ag(s)

-Metal activo + ácido no oxidante hidrógeno + sal de ácido

Zn (s) + H2SO4(ac) ZnSO4(ac) + H2(g) • No Metal activo+sal del no metal menos activo no metal menos activo + sal del

no metal activo. Cl2(g) + 2NaBr(ac) 2NaCl(ac) + Br2(l)


103

Muchos no metales desplazan a los no metales menos activos de su combinación con algún metal o algún otro catión. Por ejemplo, cuando se hace burbujear cloro en una solución que contiene iones bromuro, el cloro desplaza a los iones bromuro para formar bromo elemental además de iones cloruro. De manera similar, cuando se añade bromo a una solución que contiene iones yoduro, éstos son desplazados por el bromo para formar yodo e iones bromuro.

Br2(l) + 2I-(ac) 2Br-

(ac) + I2(s)

Cada halógeno desplaza a los halógenos menos electronegativos (más pesados) de sus sales binarias. Por el contrario, un halógeno no puede desplazar a miembros más electronegativos de sus sales:

I2 (s) + 2F-(ac) No Reaccionan

6.2.4 Reacciones de Combustión.

Es aquella en la que una substancia reacciona con oxígeno, usualmente con la liberación rápida de calor para producir una flama. Los productos incluyen uno o más óxidos. El oxígeno cambia el número de oxidación de 0 a –2, así las combustiones son reacciones de óxido reducción. Los compuestos orgánicos usualmente arden en oxígeno o en aire para producir dióxido de carbono. Si el compuesto contiene hidrógeno, se produce también agua.

2C4H10(g) + 13º2(g) 8CO2(g) + 10H2O(g)

Muchos metales arden también en el aire, aunque los pedazos de hierro no arden facilmente en el aire, la fibra de hierro, la cual consiste en hebras finas de hierro lo hace:

4Fe(s) + 3º2(g) 2Fe2O3(g) 6.2.5 Descripción de reacciones en soluciones acuosas.

Muchas reacciones químicas importantes se producen en soluciones acuosas. A continuación, se considerarán algunas reacciones de este tipo y se mostrará la manera de escribir ecuaciones químicas para describirlas.

Se emplean tres tipos de ecuaciones químicas para describir reacciones químicas en soluciones acuosas.

1. En las ecuaciones moleculares se muestran fórmulas completas de todos los compuestos.

2AgNO3(ac) + Cu(s) 2Ag(s) + Cu(NO3)2(ac)

Tanto el nitrato de plata como el nitrato de cobre (II) son compuestos iónicos solubles.

2. En las ecuaciones iónicas totales se escriben fórmulas para mostrar la forma (predominante) en la que existe la sustancia cuando entra en contacto con la solución acuosa. A menudo, se emplean paréntesis en estas ecuaciones para indicar iones que tienen origen común o permanecen en solución una vez terminada la reacción.

2[ Ag +(ac) + NO3

-(ac) ] + Cu(s) 2Ag(s) + [ Cu2+

(ac) + 2NO3(ac)]

Al examinar la ecuación anterior se ve que los iones NO3- no participan en la reacción por lo que

en ocasiones se denominan “iones espectadores”.


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3. En la ecuación iónica neta se indican las especies que reaccionan, y se obtiene eliminando los iones espectadores y los paréntesis de la ecuación iónica total.

2Ag +(ac) + Cu(s) 2Ag(s) + Cu2+

(ac)

En general hay que responder a ciertas preguntas hacerca de las sustancias para determinar si deben escribirse en forma iónica o no:

1. ¿Es soluble en agua? 2. En caso de que sea soluble, ¿ Se encuentra altamente ionizada o disociada en agua?

Si ambas respuestas son afirmativas, la sustancia es un electrolito fuerte soluble y su fórmula se representa en forma iónica. Si alguna respuesta es negativa, la fórmula se escribe como si la sustancia existiese principalmente en forma de molécula. Los electrólitos son sustancias cuyas soluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. Los electrólitos fuertes son sustancias que conducen bién la electricidad en solución acuosa diluída. Los electrólitos débiles son malos conductores de la electricidad en soluciónes acuosas diluídas. Las soluciones de los no electrólitos no conducen la electricidad. La ionización es un proceso en el cual un compuesto molecular como el HCl se separa para formar iones en solución. La disociación es el proceso en que un compuesto iónico sólido como el NaCl se separa en sus iones en solución. Hay tres tipos principales de solutos que son electrólitos fuertes:

1) Ácidos fuertes. 2) Bases solubles fuertes. 3) Sales más solubles.

Estos compuestos se ionizan en su totalidad o casi en su totalmente en soluciones acuosa diluidas y por tanto son electrólitos fuertes.

6.2.5.1 Ácidos Fuertes Y Débiles Los ácidos fuertes se ionizan en su totalidad o casi totalmente en solución acuosa diluída , por lo que sus soluciones contienen, de manera predominante, los iones del ácido en vez de las moléculas del mismo. Los ácidos débiles se ionizan levemente en solución acuosa diluída.


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Tabla 6.1. Ácidos Fuertes Comunes.

Ácidos Fuertes Comunes Aniones De Estos Ácidos Fuertes

Fórmula Nombre Fórmula Nombre

HCl HBr HI

HNO3 HClO4 HClO3

H2SO4

Ácido Clorhídrico

Ácido Bromhídrico Ácido Yodhídrico

Ácido Nítrico Ácido Perclórico

Ácido Clórico

Ácido Sulfúrico

Cl-

Br-

I-

NO3-

ClO4-

ClO3-

HSO4-

SO42-

Ión Cloruro Ión Bromuro Ión Yoduro Ión Nitrato

Ión Perclorato Ión Clorato

Ión Sulfato Hidrogenado Ión Sulfato

Tabla 6.2. Ácidos Débiles Comunes.

Ácidos Débiles Comunes

Aniones De Estos Ácidos Débiles Fórmula Nombre Fórmula Nombre

HF CH3COOH

HCN HNO2 H2CO3

H2SO3

H3PO4

H2C2O4

Ácido Fluorhídrico

Ácido Acético Ácido Cianhídrico

Ácido Nitroso Ácido Carbónico

Ácido Sulfuroso

Ácido Fosfórico

Ácido Oxálico

F-

CH3COO-

CN-

NO2-

HCO3-

CO32-

HSO3-

SO32-

H2PO4-

HPO42-

PO43-

C2O42-

Ión Fluoruro Ión Acetato Ión Cianuro Ión Nitrito

Ión Carbonato Ácido Ión Carbonato

Ión Sulfito Hidrogenado Ión Sulfito

Ión Fosfato Dihidrogenado Ión Fosfato Hidrogenado

Ión Fosfato Ión Oxalato

6.2.5.2 Bases Fuertes Solubles, Bases Insolubles Y Bases Débiles.

Las bases fuertes solubles son solubles en agua y se disocian totalmente en solución acuosa diluida. Otros metales forman hidróxidos iónicos, pero estos son tan poco solubles que no pueden producir soluciones fuertemente básicas, por lo que se llaman bases insolubles. Las bases débiles como el amoniaco, son muy solubles en agua pero se ionizan levemente en solución.


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Tabla 6.3. Bases Fuertes Comunes Solubles.

FÓRMULA NOMBRE

LiOH

NaOH KOH

RbOH CsOH

Ca(OH)2 Sr(OH)2

Ba(OH)2

Hidróxido de Litio

Hidróxido de Sodio Hidróxido de Potasio

Hidróxido de Rubidio Hidróxido de Cesio

Hidróxido de Calcio Hidróxido de Estroncio

Hidróxido de Bario

6.2.5.3 Conceptos De Acidez Y Basicidad.

Concepto de Arrhenius: Ácido fue definido como un compuesto que produce iones H+

(ac) en solución acuosa. Base compuesto que produce iones OH-

(ac) en solución acuosa.

La fuerza de un ácido o una base se determina por el grado de disociación del compuesto en agua.

Concepto de Bronsted-Lowry: Ácido es una substancia que puede donar un protón. Base es una substancia que puede aceptar un protón. En estos términos , la reacción de un ácido con una base, es la transferencia de un protón del ácido a la base, éste es el único tipo de reacción tratada formalmente por esta teoría.

En la reacción

HC2H3O2(ac) + H2O(ac) H3O+ + C2H3O2 -(ac)

La molécula de ácido acético actúa como un ácido y cede un protón a la molécula de la cual actúa como una base. Consideremos ahora la reacción inversa ( de derecha a Izquierda). En esta reacción el ión H3O+ dona un protón al ión acetato C2H3O2

-. El ión H3O+ por consiguiente actúa como un ácido

y el ión C2H3O2 – debido a que acepta un protón de este ácido actúa como base.

En la reacción hacia la derecha la base H2O gana un protón y se transforma en el ácido H3O+ y en la dirección inversa el ácido H3O+ pierde un protón y se transforma en la base H2O. Un par ácido base como este, relacionado mediante la ganancia o pérdida de un protón se llama un par conjugado.

H2O es la base conjugada de H3O+

H3O+ es el ácido conjugado de H2O

Podemos indicar las relaciones de conjugación mediante el uso de índices en la siguiente forma: Acido1 Base2 Acido2 Base1

HC2H3O2(ac) + H2O(ac) H3O+(ac) + C2H3O2

-(ac)


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Hay muchas moléculas o iones que pueden actuar como ácidos en ciertas reacciones y como bases en otras reacciones. Por ejemplo, el agua actúa como una base en la reacción anterior, pero cuando reacciona con el amoniaco, actúa como un ácido:

Acido1 Base2 Acido2 Base1 H2O + NH3(ac) NH4

+(ac) + OH

-(ac)

Las sustancias que pueden actuar como ácidos y como bases se llaman Anfipróticas.

Concepto de Lewis: Ácido se define como una substancia que puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones de la base. Base como una substancia que posee un par de electrones sin compartir, con el cual puede formar un enlace covalente con un átomo, una molécula o un ión. Un ejemplo de reacción ácido-base que no se trata como tal por ningún otro concepto de ácido base es: F H F H

F B + :N H F B N H F H F H

La Fuerza de los Ácidos y la Estructura Molecular. Con el fin de analizar las relaciones entre las estructuras moleculares y la fuerza de los ácidos, dividiremos loa ácidos en dos tipos: hidruros covalentes y oxiácidos. Hidruros: Algunos compuestos covalentes de hidrógeno son ácidos. Dos factores influyen sobre la fuerza de acidez de un hidruro de un elemento. La electronegatividad del elemento y el tamaño atómico del elemento. El primero de estos factores se comprende mejor comparando los hidruros de los elementos de un periodo. El segundo cobra importancia cuando se hacen las comparaciones en grupo.

a) Hidruros de los elementos de un periodo. La fuerza de acidez de los hidruros de los elementos de un periodo aumentan de izquierda a derecha a través del periodo en el mismo orden que aumenta la electronegatividad de los elementos.

b) Hidruros de los elementos de un grupo. La fuerza de acidez de los hidruros de los elementos de un grupo aumentan con el aumento en el tamaño del átomo central. Considere los hidruros de los elementos del grupo VIA y VIIA:

H2O < H2S < H2Se < H2Te

HF < HCl < HBr < HI

Este orden es inverso al esperado sobre la base de electronegatividad. El primer hidruro de cada serie (H2O y HF ) es el ácido más débil de la serie y se forma con el elemento de más elevada electronegatividad. “Cuando los dos factores que influyen sobre la fuerza de la acidez se contraponen entre sí, el efecto del tamaño atómico supera el efecto de la electronegatividad”.


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Un protón se remueve con más facilidad de un hidruro en el cual el átomo central es grande y por consiguiente, su nube electrónica es más difusa, que de una cuyo átomo central es pequeño. Oxiácidos: Los oxiácidos son compuestos que se derivan de la estructura

H a O b Z En cada uno de estos compuestos, el hidrógeno ácido esta enlazado a un átomo de o, y la variación en el tamaño de este átomo es muy pequeña. Por lo tanto, la clave de la acidez de estos radica en la electronegatividad del átomo Z.

Si Z es un átomo de baja electronegatividad, el par electrónico que está marcado con b pertenecerá completamente al átomo de oxígeno, el cual tiene una alta electronegatividad. El compuesto será un hidroxido iónico: una base. Si Z es un átomo de un no metal de una alta electronegatividad, la situación es diferente. El enlace indicado b será un enlace covalente fuerte, que en vez de aumentar la densidad electrónica alrededor del átomo de oxígeno tenderá adisminuir la densidad electrónica de Z, aunque el oxígeno sea altamente electronegativo. El efecto se sentirá en el enlace a ya que el átomo de oxígeno removerá la densidad electrónica de este enlace H-O, apartándolo del átomo de hidrógeno, lo cual permite al protón disociarse y hacer ácido al compuesto. Entre mayor sea la electronegatividad de Z, mas se alejarán los electrones del átomo de hidrógeno en el enlace H-O y más pronto se perderá el protón. En la siguiente serie

HOI < HOBr < HOCl

La electronegatividad de Z aumenta y la fuerza de acidez aumenta en el mismo orden. En algunas moléculas, los átomos adicionales de oxígeno se enlazan a Z. Por ejemplo,

O H-O-Z-O

Estos átomos de oxígeno alejan electrones del átomo Z y lo hacen más positivo, por consiguiente, el átomo Z se hace más efectivo para alejar la densidad electrónica del átomo de O que está enlazado al átomo de H. A su vez los electrones del enlace H-O son separados con mas fuerza del átomo de hidrógeno lo que facilita la disociación del protón y aumenta la acidez del compuesto.

Mientras más átomos de oxigeno estén enlazados al átomo Z mayor será la fuerza del ácido: O O

H-O-Cl < H-O-Cl-O < H-O-Cl-O < H-O-Cl-O O 6.2.6 Reacciones de Metátesis

Las reacciones de Metátesis son aquellas en las cuales dos compuestos reaccionan para formar otros dos nuevos compuestos sin que se produzca cambio en el número de oxidación. Entre los tipos más comunes se encuentran las reacciones de neutralización y precipitación.


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6.2.6. 1 Reacciones De Neutralización (Ácido-Base)

Reacción entre un Ácido fuerte y una Base fuerte. Un ejemplo de un ácido fuerte reaccionando con una base fuerte es:

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l) Considerando que tanto el ácido como la base son electrólitos fuertes, la ecuación iónica es

H+(ac) + Cl-(ac) + Na+

(ac) + OH-(ac) Na+

(ac) + Cl-(ac) + H2O(l)

La ecuación iónica neta es: H+

(ac) +OH-(ac) H2O(l)

Reacción entre un Ácido Fuerte y una Base Débil. HNO3(ac) + NH3(ac) NH4NO3(ac) Dado que el HNO3 está ionizado por completo pero NH3 esta predominantemente en forma no ionizada en la solución, se escribe la ecuación iónica para la reacción como: H+

(ac) + NH3(ac) NH4+

(ac)

Reacción entre un Ácido Débil y una Base Fuerte. HF(ac) + NaOH(ac) NaF(ac) + H2O(l)

Donde HF es un ácido débil. Como HF está predominantemente no ionizado, la ecuación iónica se escribe

HF(ac) +OH-(ac) F- + H2O(l)

Reacción entre un Ácido Débil y una Base Débil. Dado que ni los ácidos débiles ni las bases débiles se encuentran apreciablemente ionizados en solución, la ecuación que representa este tipo de reacción debe escribirse en forma molecular:

CH3COOH(ac) + NH3(ac) CH3COO-(ac) + NH4

+(ac)

Reacción Ácido-Base con Formación de Gas.

Ciertas sales, sobre todo los carbonatos, sulfitos y sulfuros, reaccionan con ácidos para formar un producto gaseoso. Considere la siguiente reacción

2HCl(ac) + Na2CO3(ac) 2NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g)

Es útil considerar la reacción anterior como una reacción de intercambio o de metátesis. 2HCl(ac) + Na2CO3(ac) 2NaCl(ac) + H2CO3(g)

El ácido carbónico es inestable y se descompone en agua y dióxido de carbono. El resultado general es la ecuación:


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2HCl(ac) + Na2CO3(ac) 2NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g) H2CO3(g)

La ecuación iónica neta es:

2H +(ac) + CO32-

(ac) H2O(l) + CO2(g) 6.2.6.2 Reacciones De Precipitación.

Un precipitado es un compuesto sólido insoluble formado durante una reacción química en solución. Para predecir si se formará un precipitado cuando se mezclan dos soluciones de compuestos iónicos, necesitamos saber si alguno de los productos potenciales que se pueden formar es insoluble o no. 6.2.6.2.1 Reglas De Solubilidad Para Compuestos En Solución Acuosa. La solubilidad es un fenómeno complejo y no es posible formular reglas simples para explicar todos los casos. Las siguientes reglas para solutos en soluciones acuosas son de gran utilidad para casi todos los ácidos bases y sales que se encuentran en química general.

1. Los ácidos inorgánicos comunes son solubles en agua. Los ácidos orgánicos de bajo peso molecular son solubles.

2. Los compuestos comunes de los metales del grupo IA y el ión NH4+ son solubles en agua.

3. Los nitratos comunes, acetatos, cloratos y percloratos son solubles en agua. 4. a. Los cloruros comunes son solubles en agua con excepción del AgCl, HgCl, y PbCl2.

b. Los bromuros y yoduros comunes muestran aproximadamente el mismo comportamiento de solubilidad que los cloruros, pero hay algunas excepciones. Al aumentar el tamaño de los iones haluro (Cl-, Br-, I-) las solubilidades de sus compuestos ligeramente solubles disminuye. Aunque el HgCl2 es muy soluble en agua, el HgBr2 es tan solo levemente soluble y el HgI2 es tan solo levemente soluble. c. Las solubilidades de los pseudohaluros, CN- y SCN- son bastante similares a las de los yoduros correspondientes.

5. Los sulfatos comunes son solubles en agua con excepción del sulfato plumboso, sulfato de bario, y el sulfato mercúrico, el sulfato de calcio y el sulfato de plata son ligeramente solubles.

6. Los hidróxidos de metales comunes son insolubles en agua con excepción de los de los metales del grupo IA y los miembros mas pesados de los metales del grupo IIA, comenzando con el hidróxido de calcio.

7. Los carbonatos comunes, los fosfatos y arsenatos son insolubles en agua con excepción de los que forman los metales del grupo IA y el NH4

+. El carbonato de magnesio es bastante soluble.

8. Los sulfuros comunes son insolubles en agua con excepción de los que forman los metales del grupo IA y IIA y el ión amonio.

6.2.6.2.2 Predicción De Reacciones De Precipitación. ¿Cómo se puede predecir si puede ocurrir una reacción de precipitación? Suponga que mezcla soluciones de cloruro de níquel II y fosfato de sodio ¿Cómo puede decidir si ocurrirá una reacción? Y si lo hace ¿qué productos espera? Cuando se escribe una reacción de precipitación como una reacción molecular, la reacción tiene la forma de una reacción de intercambio o metátesis. Supongamos que si ocurre una reacción entre el


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cloruro de níquel II y fosfato de sodio, si se intercambian los aniones se obtiene fosfato de níquel II y cloruro de sodio. La ecuación balanceada suponiendo que hay una reacción es:

3NiCl2 + 2Na3PO4 Ni3(PO4)2 + 6NaCl

Se verifica que el NiCl2 y el Na3PO4 sean solubles y se comprueban las solubilidades de los productos. Según las reglas 4 y 7 los dos reactivos son solubles, por lo que respecta a los productos el NaCl es soluble según lo marca la regla 4 de solubilidad y el Ni3(PO4)2 es insoluble ya que la regla siete dice que todos los fosfatos son insolubles a excepción de los que forman los metales del grupo IA y el NH4

+. Por lo tanto ahora podemos identificar apropiadamente las fases de los compuestos de la ecuación precedente.

3NiCl2 (ac) + 2Na3PO4(ac) Ni3(PO4)2(s) + 6NaCl(ac) Para ver la reacción que ocurre en un nivel iónico, se necesita escribir la ecuación molecular como una reacción iónica total y luego como una iónica neta, para lo que se escriben primero los electrolitos fuertes en forma de iones, dejando la fórmula del precipitado sin cambio alguno.

3Ni2+(ac) + 6Cl1-

(ac) + 6Na+(ac) + 2PO4

3-(ac) Ni3(PO4)2(s) + 6Na+

(ac) + 6Cl-(ac) Después de cancelar los iones espectadores se obtiene la ecuación iónica neta

3Ni2+(ac) + 2PO4

3-(ac) Ni3(PO4)2(s)

Esta ecuación representa la reacción esencial que ocurre.

6.2.7 Reacciones de oxido-Reducción. Las reacciones en las cuales las sustancias experimentan cambio del número de oxidación se conocen como reacciones de óxido-reducción o simplemente reacciones redox. Varias reacciones analizadas con anterioridad son también reacciones redox:

Las reacciones de desplazamiento siempre son reacciones redox. Las reacciones de combinación y descomposición en las que participan elementos libres, como reactivos o productos, siempre son reacciones redox. Las reacciones de metátesis nunca son reacciones redox.

A continuación se definirán algunos términos importantes: Oxidación.- Incremento algebraico del número de oxidación; se llama así al proceso en el que se pierden electrones. Reduccción.- Disminución algebraica del número de oxidación; se llama así al proceso en el cual se ganan electrones. Agentes Oxidante.- Substancias que experimentan disminución del número de oxidación (ganan electrones) y oxidan a otras sustancias. Los agentes oxidantes siempre se reducen. Agentes Reductores.- Substancias que experimentan aumento del número de oxidación (pierden electrones) y reducen a otras sustancias. Los agentes reductores siempre se oxidan.


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6.3 Ejercicios 6.3.1. Menciona:

a) Tres ácidos fuertes comunes b) Tres bases fuertes comunes c) ¿Qué tipo de electrolitos son, explique?

Respuesta

a) HCl, HClO4,, HNO3 b) NaOH, KOH, CaOH, c) Electrolitos fuertes, porque se disocian completamente.

6.3.2. Menciona:

a) Tres ácidos débiles b) Una base débil

Respuesta

a) CH3COOH, H2C2O4, H2O b) NH3

6.3.3. Prediga el producto de la siguiente reacción, en base a la serie de actividad de los metales, balancee las ecuaciones:

Cu(S) + HCl(ac) →

Respuesta

Cu(S) + HCl(ac) → CuCl2 (ac) + H2 (g)

6.3.4. Balancee las siguientes reacciones por el método Ion-electrón en el medio indicado: a) Medio ácido Fe2+ + Cr2O7

-2 → Fe3+ + Cr3+ b) Medio básico MnO4

+ + I-1 → MnO2 + I2 Respuesta

14 H+ + 6Fe2+ + Cr2O7-2 → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

4H2O + 2MnO4

+ + 6 I-1 → 2MnO2 + 3 I2 + 8OH-1


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