DIRECCION GENERAL DE EDUCACIÓN SUPERIOR TECNOLÓGICA

INSTITUTO TECNOLÓGICO DE COLIMA

ELABORACIÓN DE UN LIBRO DE QUÍMICA I PARA LA CARRERA DE INGENIERÍA BIOQUÍMICA

OPCION II

LIBRO DE TEXTO

Que para obtener el Título de:

INGENIERO BIOQUÍMICO

Presenta:

DORA IRMA CORRAL MORADO

Asesor:

M. C. LUIS ALFONSO NÚÑEZ PLASCENCIA

Villa de Álvarez, Colima, Septiembre de 2006.

AGRADECIMIENTO Gracias al Maestro Luis Alfonso Nuñez Plascencia por su profesionalismo, la paciencia y el tiempo que se ha dedicado a trabajar conmigo. Su apoyo, su amistad y su ejemplo son para mí de un valor inapreciable.

PRÓLOGO El curso de QUÍMICA I actual está planeado como apoyo para facilitar el aprendizaje

de los alumnos que cursan la carrera de Ingeniería Bioquímica . Está actualizado conforme

a los programas de estudio de la Dirección General de Institutos Tecnológicos.

Es necesario aclarar que aunque es un curso introductorio se han considerado los

antecedentes académicos del nivel medio superior siendo una especie de continuación que

inicia con la Estructura atómica y propiedades periódicas donde se proporcionan los

fundamentos básicos del conocimiento de la materia y sus características.

Luego se revisa el Enlace, estructura y propiedades en compuestos químicos

inorgánicos donde se analiza como se unen los átomos y las fuerzas que los mantienen

juntos en los compuestos describiendo los diferentes enlaces.

Posteriormente se incluye Estequiometría donde se realza la importancia del cálculo en

ecuaciones químicas previamente balanceadas. Y por último se revisa la Introducción al

equilibrio químico como un tema crucial para entender el avance y los límites de un

proceso, así como fundamento para materias posteriores.

En la actualidad la Química se ha convertido en una ciencia de la vida cotidiana, que se

encarga del “estudio de los materiales que forman el universo, su composición, su estructura,

las propiedades y cambios que sufren”. Su campo de estudio y de aplicaciones es muy amplio

debido a la gran variedad de productos derivados de ella como los utilizados en la industria, en

el hogar, en la oficina etc. La Química es por muchas razones una ciencia interdisciplinaria

que a lo largo de su desarrollo nos ha dado muchos satisfactores y avances extraordinarios y

que ahora tienes la oportunidad de explorar y de ser parte del mundo mágico de la Química.

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CONTENIDO UNIDAD I ESTRUCTURA ATÓMICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Objetivo Tema Página

1.1 Teoría atómica moderna y configuración electrónica 1.1.1 Introducción a la teoría atómica moderna,

Principio de cuantización de Bohr Dualidad onda-partícula de De Broglie Principio de incertidumbre de Heisenberg Ecuación de onda de Schrödinger.

5 5 10 12 13

1.1.2 Descripción de los números cuánticos. Significado y valores Niveles de energía Subniveles y orbitales

14 14 17 17

1.1.3 Principios de construcción: Principio de exclusión de Pauli Regla de Aufbau o de construcción Principio de máxima multiplicidad de Hund Regla de Madelung

18 19 21 23

1.1.4 Configuraciones electrónicas de átomos o de iones de elementos representativos. Carácter diamagnético y paramagnético.

23 28

1.2 Características de la clasificación periódica actual de los elementos químicos.

28

1.2.1 Características generales de la tabla periódica y clasificación de los elementos de acuerdo al electrón diferencial.

33

1.3 Carga nuclear efectiva (Zef) y constante de acoplamiento (σ) Reglas de Slater

34 35

1.4 Propiedades atómicas y su variación periódica: Radio atómico y radio iónico Potencial o energía de ionización Afinidad electrónica o electroafinidad Electronegatividad Número de oxidación

36 39 41 42 44

1.5 Aplicaciones e impacto ambiental de algunos elementos representativos.

46

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UNIDAD II ENLACE, ESTRUCTURA Y PROPIEDADES EN COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS Objetivo Tema Página 2.1 Concepto y clasificación de enlace químico. 53 2.2 Estructura de Lewis y regla del Octeto. 56 2.3 Enlace iónico. 60 2.3.1 Requisitos para la formación del enlace iónico 60 2.3.2 Estructura de la red cristalina 62 2.3.3 Ciclo de Born-Haber y ecuación de Born-Landé. 65 2.3.4 Propiedades de los compuestos iónicos 72 2.4 Teorías para explicar el enlace covalente. 73 2.4.1 Modelo del par de electrones compartidos de Lewis. 76 2.4.2 Teoría de la Repulsión de Pares de Electrones en la Capa de

Valencia RPECV: geometrías electrónica y molecular 78

2.4.3 Teoría del Enlace de Valencia EV: Hibridación de orbitales Formación, representación y características de los orbitales híbridos: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2, dsp2, sd3

86 87 88

2.4.4 Teoría del Orbital Molecular TOM: Orbitales moleculares de enlace y antienlace

95 96

2.4.5 Características del enlace covalente: Longitud de enlace Polaridad Energía de enlace

97 97 99

2.5 Teorías para explicar el Enlace metálico 101 2.5.1 Teoría del mar de electrones deslocalizados 102 2.5.2 Teoría de bandas 105 2.5.3 Clasificación de los sólidos en base a su conductividad eléctrica:

Aislante Conductor Semiconductor

107 109 110 110

2.5.4 Importancia y aplicaciones de los semiconductores y las aleaciones 111 2.6 Enlace en compuestos de coordinación 113 2.7 Tipos de fuerzas intermoleculares y propiedades físicas 116 2.7.1 Van der Waals 118 2.7.2 Electrostáticas 119 2.7.3 Puente de Hidrógeno. 119 2.7.4 Influencia de las fuerzas intermoleculares en las propiedades físicas

(teoría cinético molecular) y de los estados de agregación de la materia (gases, líquidos y sólidos)

120

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UNIDAD III ESTEQUIOMETRÍA Objetivo Tema Página 3.1 Clasificación y balanceo de reacciones químicas 125 3.1.1 Reacciones de combinación 126 3.1.2 Reacciones de descomposición 127 3.1.3 Reacciones de sustitución o desplazamiento 127 3.1.4 Reacciones de doble desplazamiento o metátesis 129 3.1.5 Reacciones de neutralización 131 3.1.6 Reacciones de óxido-reducción 132 3.1.7 Balanceo por el método del número de oxidación 133 3.1.8 Balanceo por el método del ión electrón o semirreacción 140 3.2 Reacciones químicas de importancia 144 3.2.1 Industrial 144 3.2.2 Ambiental 145 3.3 Concepto de estequiometría y cálculos estequiométricos con

ecuaciones químicas 148

3.3.1 Reactivo limitante 164 3.3.2 Reactivo en exceso 164 3.3.3 Rendimiento teórico, rendimiento real, porcentaje de rendimiento 167 3.4 Soluciones 169 3.4.1 Componentes o partes de una solución y diferenciación entre

solución, suspensión y dispersión coloidal 170

3.4.2 Cálculos de concentración de soluciones 174 3.4.2.1 Unidades físicas 174 3.4.2.2 Unidades químicas 177 3.4.3 Cálculos de concentración en dilución de soluciones e

interconversión de unidades 182

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UNIDAD 1V INTRODUCCIÓN AL EQUILIBRIO QUÍMICO Objetivo Tema Página

4.1 Concepto de Equilibrio Químico 185 4.2 Constante de Equilibrio en términos de concentración 186 4.2.1 Deducción de la K 187 4.2.2 Principio de Le Chatelier 188 4.2.3 Cálculo de las concentraciones de las especies en la condición de

equilibrio 193

4.3 Equilibrio ácido-base en sistemas acuosos 195 4.3.1 Concepto de Ácido y Base de acuerdo a la teoría de Brönsted y

Lowry 196

4.3.2 La disociación del agua y el concepto de pH 198 4.3.3 Procedimientos para el cálculo de H+ y -OH, pH y pOH, en

soluciones acuosas de ácidos y bases fuertes, y ácidos y bases débiles

200

4.3.4 Soluciones amortiguadoras: constituyentes y propiedades; deducción de las ecuaciones para el cálculo de H+ y -OH, pH y pOH; y procedimientos y cálculos relacionados con su preparación

206

v

ÍNDICE DE ILUSTRACIONES Fígura Descripción Página 1 Fotografía de Niels Bohr 5 2 Fotografía de Louis Víctor De Broglie 10 3 Fotografía de Werner Heisenberg 12 4 Fotografía de Erwin Schrödinger 13 5 Representación de las formas de orbitales 15 6 Tamaños relativos de algunos elementos del grupo IIA 36 7 Radios atómicos de elementos químicos en el mismo período 37 8 Estructura de Lewis del BF3 59 9 Estructuras de Lewis del PCl5 y SF6 59 10 Disposición del Fluoruro de Litio 66 11 Estructura del Fluoruro de Litio 67 12 Formación de enlace covalente 73 13 Moléculas polar y no polar 75 14 Estructura del NH3 81 15 Estructura geométrica del XeF4 83 16 Moléculas lineales 88 17 Moléculas tetraédricas 91 18 Molécula con hibridación dsp3, la cual tiene una estructura con 5

pares de electrones compartidos que corresponde al PF5

93

19 Se muestra la molécula de SF6 la cual tiene hibridación d2sp3 94 20 Diagrama esquemático representando la construcción de la banda de

orbitales 3s del cristal de Sodio metálico 103

21 Los círculos son protones inmersos en el mar de electrones 104 22 En el enlace metálico a diferencia del enlace covalente no se forma

una sola molécula de Litio sino muchas, por lo tanto las energías de enlace y antienlace cada vez son más compactas por lo tanto da lugar a una banda

106

23 La estructura muestra un solo cristal de Ge-Si 108 24 Representación gráfica de bandas de valencia y de conducción 110 25 Diferencia de energía (Kjmol-1) entre las dos bandas para el Carbono

que es un aislante, el Silicio y el Germanio, que son semiconductores, y el Estaño que es un metal

111

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ÍNDICE DE TABLAS Número Descripción Página

1 Número de orbitales y electrones en los subniveles 16 2 Valores de los números cuánticos 17 3 Características de los números cuánticos 17 4 Distribución electrónica de los números cuánticos 18 5 Regla de las diagonales 20 6 Subniveles de cada nivel energético 21 7 Estados de oxidación de elementos de transición interna 31 8 Coloraciones de elementos de transición interna de acuerdo a estados

de oxidación 31

9 Energías de ionización en Kcal/mol 40 10 Afinidades electrónicas de los elementos del grupo VIIA 41 11 Tipos de enlace químico, de acuerdo con la diferencia de

electronegatividades 42

12 Tabla de electronegatividades de Pauling 43 13 Propiedades del Aluminio 47 14 Propiedades del Cobre 51 15 Determinación de la estructura de Lewis del CHCl3 58 16 Determinación de la estructura de putos del CO2 58 17 Cargas iónicas de los elementos representativos 61 18 Cristales modificados en su estructura interna 64 19 Resumen de los cambios de energía de los procesos 67 20 Etapas que forman el ciclo de Born- Haber 70 21 Casos de agrupaciones alrededor de un átomo 82 22 Características que presentan algunos compuestos químicos 85 23 Valores experimentales de algunas longitudes de enlace 97 24 Valores de momentos dipolares 99 25 Energías de enlace promedio de moléculas diatómicas y poliatómicas 101 26 Coeficientes de conductividad térmica (W/m0C) 109 27 Comparación entre el momento dipolar, la masa y el punto de

ebullición de sustancias 119

28 Clasificación de soluciones 172 29 Tipos de sistemas coloidales 173 30 Comparación de las propiedades de las disoluciones, coloides y

suspensiones 174

31 Valores en la escala de pH 199 32 Ácidos y bases más comunes 202

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INTRODUCCIÓN La QUÍMICA es una ciencia que está por todos partes y de la cual somos dependientes. Nuestra vida está inmersa en un mundo químico: fertilizantes, telas, medicamentos, alimentos, cosméticos, plásticos, materiales de construcción, contaminantes. Así como la Química nos proporciona beneficios invaluables, así la falta de control o ética en su empleo nos causa problemas y lleva implícitos riesgos. Sin embargo la Química es divertida porque es una ciencia de búsqueda y de retos constantes que trae consigo disciplina, paciencia, capacidad de análisis y habilidad para la resolución de problemas. El presente texto da continuidad a los programas del nivel medio superior con el deseo de que sea una contribución útil que pueda facilitar el aprendizaje significativo. Incluye el desarrollo de cuatro unidades que se describen a continuación: En la Unidad I se revisa la Estructura atómica y propiedades periódicas, en ella se establecen las bases de la estructura atómica haciendo énfasis en que la disposición de las partes de los átomos determina las propiedades de los distintos tipos de materiales. Solo si se entiende la estructura atómica se puede saber cómo se combinan los átomos para construir las diferentes sustancias de la naturaleza y lo más importante cómo se modifican los materiales para satisfacer nuestras necesidades. También se hace preciso aclarar que la absorción o pérdida de energía produce modificaciones atómicas que es necesario comprender. Luego de lo anterior se realizan configuraciones electrónicas de elementos considerando los principios de construcción. Y para concluir se analiza el acomodo y ordenamiento de la tabla periódica y se llega a la conclusión de que los patrones que se repiten en ella son la clave de las semejanzas y diferencias de las propiedades y el comportamiento de todos los elementos. En la Unidad II Enlace, estructura y propiedades en compuestos químicos inorgánicos se revisa las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas o a los iones en los cristales. Se establecen las teorías que explican las diferencias y características en los enlaces iónico, metálico y covalente, cada uno de los cuales da origen a propiedades especiales en los materiales que presentan cada uno de ellos. El conocimiento de los enlaces químicos es muy importante porque las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de que sean fuertes enlaces o fuerzas débiles los que las mantienen unidas. Los lazos que unen dan estructura a la materia y en este capítulo estudiaremos también como afectan las fuerzas intermoleculares en las propiedades físicas y en que una sustancia sea sólida, líquida o gaseosa.

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Basándonos en la revisión de varios experimentos sabemos que las moléculas tienen estructuras definidas, esto significa que los átomos en una molécula presenta posiciones definidas relativas uno con el otro en el espacio tridimensional, lo que comprobaremos revisando el modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia la cual se basa en las estructuras de Lewis, siendo un método sencillo y directo útil para predecir las geometrías moleculares. Por otro lado la mecánica cuántica posee dos teorías: la teoría del enlace de valencia y la teoría de orbitales moleculares, ambas emplean métodos de la mecánica cuántica y veremos que hacen diferentes suposiciones y simplificaciones. La Unidad III es de Estequiometría parte de la clasificación de reacciones químicas y continua con el balanceo de ecuaciones, ambos temas fundamentales para la industria química ya que muchos de los productos clave afectan nuestro ambiente, la elaboración de medicamentos, telas, pesticidas, alimentos enlatados. Partiendo de saber que la “Estequiometría es la parte de la química que permite establecer las relaciones cuantitativas de los reactivos y productos de una ecuación química balanceada” en el texto se reafirma su conocimiento para predecir las cantidades de las sustancias y de los productos finales por obtener, así como la eficiencia que tendrá la reacción y qué ventajas económicas presenta, aunado esto a los rendimientos, el reactivo limitante y el reactivo en exceso. Por lo tanto, la Estequiometría permite predecir si el producto obtenido en una reacción es o no rentable antes de realizar una inversión económica. Aparte del cálculo estequiométrico en reacciones se revisa la química de las soluciones desde la composición, los tipos de unidades que participan en el cálculo de concentraciones y para concluir el capítulo, como en química se emplean con frecuencia diluir soluciones para pasar de una concentración a otra generalmente agregando solvente a la solución, se trata el fenómeno llamado dilución o disolución química. Para finalizar la Unidad IV Introducción al equilibrio químico hace referencia a la importancia de los ácidos y las bases, y al comportamiento que presentan al ionizarse en agua. El grado con que los ácidos o las bases producen iones depende de la naturaleza del ácido o la base. En este tema también se define el equilibrio el cual se fundamenta en un sistema que no produce un cambio neto en la cantidad de reactivos y productos. En general las reacciones químicas se encuentran en equilibrio cuando productos y reactivos se forman a la misma velocidad. Después de entender esto se puede decir que los procesos de disociación de ácidos o bases dan una idea de cómo se logra el equilibrio en una solución, además de que se adquiere habilidad para cálculos de pH, lo cual se emplea para medir la acidez o basicidad de una solución. Se observa que el pH aumenta a medida que el [H+] disminuye. Para completar el estudio del equilibrio químico se analizan las soluciones amortiguadoras desde su preparación hasta sus propiedades.

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Después de comprender la teoría y los problemas tipo más comunes para explicar cada uno de los temas, presentó una sección llamada Repaso de Habilidades que el alumno debe realizar para valorar sus aprendizajes, en ellas se comprueba la conceptualización, la elaboración de hipótesis , el razonamiento crítico y la habilidad para solucionar problemas. Así también se pone a su disposición una Autoevaluación donde se incluyen principios y la resolución de problemas básicos que puede favorecer la preparación de exámenes. Y para finalizar se incluyen Ejercicios Complementarios donde se fomenta la investigación, las habilidades matemáticas y cuya característica es que tiene una gran variedad de problemáticas interesantes que llevan al alumno a avanzar un poco más y redescubrir el conocimiento por sí mismo. El texto tiene como finalidad primordial propiciar y desarrollar el proceso de enseñanza- aprendizaje en el alumno y ser un apoyo para el profesor para complementar su evaluación, como favorecerlo en tiempo y pueda preparar las técnicas y dinámicas que faciliten sus objetivos de enseñanza.

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UNIDAD I. ESTRUCTURA ATÓMICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS 1.1 TEORIA ATÓMICA MODERNA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA La teoría cuántica es la teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos. Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica. A principio del siglo XX, la tecnología alcanzo un nivel que permitió a los científicos diseñar experimentos que fueran sensibles al comportamiento de las partículas muy pequeñas. Con el descubrimiento del electrón y la investigación de la radioactividad, en la misma época, los experimentadores empezaron a sondear la estructura de la materia. En 1900, el físico teórico alemán Max Planck anunció su descubrimiento teórico de que la energía de los electrones que vibraban en fuentes de luz incandescente se restringían a valores característicos. Como resultado la radiación se emitía en paquetes discretos de energía, a los que llamó CUANTOS. El grupo de las leyes desarrolladas desde 1900 a 1920 que describen los fenómenos cuánticos se conoce como FISICA CUANTICA. 1.1.1 INTRODUCCIÓN A LA TEORÍA ATÓMICA MODERNA PRINCIPIOS DE CUANTIZACIÓN DE BÖHR.

Figura 1 Niels Böhr (1885-1962)

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Niels Böhr (1885- 1962), un científico danés que trabajó con Rutherford, sostuvo que los electrones tenían suficiente energía para mantenerse en movimiento constante alrededor del núcleo. Comparó el movimiento de los electrones con el movimiento de los planetas que giran alrededor del sol. Aunque éste atrae a los planetas mediante la fuerza de gravedad, éstos se mueven con la suficiente energía para permanecer en órbitas alrededor de él. De la misma forma, para lanzar satélites se utilizan cohetes que les proporcionan suficiente energía de movimiento para que permanezcan en órbita alrededor de la tierra. De manera similar los electrones tienen una energía de movimiento que les permite vencer la atracción del núcleo positivo y los mantiene en movimiento alrededor del núcleo. La visión de Böhr del átomo que propuso en 1913, se llamó modelo del sistema planetario. Cuando se lanza un satélite a una órbita, la cantidad de energía determina a que distancia de la tierra se desplazará. Si se le proporciona un poco más de energía , el satélite alcanzará una órbita ligeramente más alta; con menor energía, se ubicará hacia una órbita más baja. Sin embargo, parecía que los electrones no se comportaban de la misma manera. Por el contrario, los experimentos demostraron que los electrones ocupaban sólo órbitas con cierta cantidad de energía. El modelo planetario del átomo de hidrógeno de Böhr a través de sus postulados explicó estas observaciones. El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales. Para evitar esto, Böhr planteó unos postulados que no estaban demostrados en principio, pero que después llevaban a unas conclusiones que sí eran coherentes con los datos experimentales; es decir, la justificación experimental de este modelo es a posteriori. PRIMER POSTULADO El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante. La idea de que "el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares" existía ya en el modelo de Rutherford, pero Böhr supone que, por alguna razón desconocida por el momento, el electrón está incumpliendo las leyes del electromagnetismo y no emite energía radiante, pese a que se trata de una carga eléctrica en movimiento, que debería emitirla continuamente. SEGUNDO POSTULADO Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/2π Puesto que el momento angular se define como L = mvr, tendremos: mvr = n · h/(2 · π) —> r = a0 · n2 m = masa del electrón = 9.1x10-31 kg v = velocidad del electrón

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r = radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleo h = Constante de Planck n = número cuántico = 1, 2, 3... a0 = Constante = 0.529 Å Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n. TERCER POSTULADO La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck: E = hυ Ea - Eb = h · υ Donde: E = Energía de un cuanto , en joules h = Constante de Planck que vale 6.62x10-34 joules segundos υ = Letra griega nu que representa la frecuencia de la radiación en oscilaciones/segundo Planck pudo calcular que la mínima cantidad de energía luminosa que puede absorber o emitir un cuerpo depende de la frecuencia de la luz que emite o absorbe. La magnitud tan pequeña de la constante de Planck es la responsable de que los fenómenos cuánticos solo se observen en sistemas atómicos. Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión). En síntesis los postulados de Böhr afirman que: a) Los electrones en los átomos ocupan niveles discretos.

b) Esos electrones no irradian energía en forma continua; como enunciaba la teoría electromagnética de la materia. c) Los electrones pueden alcanzar niveles de energía más altos por la absorción de

cantidades fijas de energía. d) Los electrones que caen a niveles más bajos de energía emiten cantidades fijas de energía. e) El momento angular de un electrón en órbita es un múltiplo entero de h/2π donde h es la constante de Planck.

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LIMITACIONES DEL MODELO DE BÖHR El modelo de Böhr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico. Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica. El éxito logrado por Böhr con el espectro de Hidrógeno y con la determinación del número cuántico principal “n”, no se pudo aplicar a átomos complicados que tuvieran más de un electrón. . El número cuántico “n” no describe en forma adecuada las propiedades del electrón. Fue necesario encontrar más tarde los llamados subniveles para conocer un poco más de la estructura del átomo. La teoría de Böhr la explicaba mediante las líneas del espectro óptico del Hidrógeno, pero no podía explicar el desdoblamiento de estas líneas más finas del hidrógeno, que se observan con instrumentos más potentes. Esto significa que había cambios energéticos más pequeños que los propuestos con anterioridad, y como cada cambio debía ser cuantizado subdividiendo los estados estacionarios de Bohr en varios subniveles de energía, se requerían reglas o principios para relacionar estos mismos. La contribución más destacada de estos subniveles fue dada por Sommerfeld, mediante la teoría de la relatividad de Einstein. AMPLIACIÓN DE LA TEORÍA DE BOHR:TEORÍA ATÓMICA DE SOMMERFELD

En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3... Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al electrón: a) número cuántico secundario o azimutal ( l ) b) número cuántico magnético (m) c) número cuántico de espín (s) NUMERO CUANTICO SECUNDARIO: CORRECCIÓN DE SOMMERFELD En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón. Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una circunferencia.

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Para esto Arnold Sommerfeld, propone un modelo atómico con la existencia de órbitas elípticas y circulares, en el segundo y en los más altos niveles de energía. Para describir cada uno de los niveles mayores de energía Sommerfeld definió dos números cuánticos . Uno de ellos n , designa los niveles principales de energía y es idéntico a los números usados por Bohr ( n= 1,2,3,4,...etc). El otro número cuántico k, índica el grado en que la órbita elíptica se desvía de una circunferencia. Cuando k= n, la órbita es circular, y cuando k= 0, la elipse ha degenerado en una recta. Aceptando solo valores enteros para k, puede verse que ésta tiene como límites k=1 y k= n. De acuerdo con la secuencia presentada , el átomo puede definirse como un conjunto de cargas que posee un núcleo denso (cargado positivamente) rodeado por una cantidad equivalente de electrones ( cargados negativamente) que describen una esfera cuyo diámetro es 104 veces el del núcleo. Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal ( l ), cuyos valores permitidos son: l = 0, 1, 2, ..., n-1 Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar l serán: 0, 1, 2 NUMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann). El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de cualquier campo magnético externo que se le aplique. NUMERO CUANTICO DE SPIN Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores: +1/2, -1/2.

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PRINCIPIO DE DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA DE LOUIS DE BROGLIE

Tradicionalmente, los electrones se han considerado como partículas, y por tanto un haz de electrones sería algo claramente distinto de una onda. Louis de Broglie propuso (1923) eliminar esta distinción: un haz de partículas y una onda son esencialmente el mismo fenómeno; simplemente, dependiendo del experimento que realicemos, observaremos un haz de partículas u observaremos una onda. Así, De Broglie propuso que una onda de materia debe estar relacionada con alguna partícula la que puede ser ligera o pesada. La longitud de onda de esa partícula se relaciona con su cantidad de movimiento mediante: λ = h/p

Lo cual se conoce como ecuación de De Broglie.: Figura 2 Louis Victor, donde p = mv Príncipe de De Broglie (1892 – 1987) (El producto m . v se denomina momento lineal o cantidad de movimiento) Esta idea, que en un principio era una simple propuesta teórica, fue confirmada experimentalmente en 1927, cuando se consiguió que haces de electrones experimentasen un fenómeno muy característico de las ondas: la distorsión de la onda al atravesar una rendija muy estrecha (difracción). En el efecto fotoeléctrico tanto Planck como Einstein fundamentaron sus teorías en que la energía de una radiación es transmitida en cuantos o fotones, asociándole características de partícula al movimiento ondular (radiación). En 1924, el físico francés Luis V. de Broglie propuso el caso inverso; es decir que también se podía asociar ciertas propiedades de onda a las partículas materiales. A su propuesta, De Broglie le llamó ondas materiales y dice lo siguiente: Los electrones, considerados como materia, al igual que la luz, pueden tener propiedades de onda. De Broglie fundamentó su razonamiento tomando en cuenta las teorías de Planck y Einstein. Él sabía que toda partícula en movimiento posee un impulso (p) que es el producto de su masa (m) por su velocidad (v), es decir: p = mv En su teoría, Planck relacionó la energía (E) de una radiación como producto de su frecuencia (υ) por una constante h: E = h υ

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Pero como la frecuencia (υ) es igual al producto de la división de la velocidad (v) de la radiación entre su longitud de onda (λ): υ = v/ λ Entonces, la energía de una radiación también se obtiene de la siguiente manera: E = h v /λ Igualando la ecuación de Planck y la de Einstein sobre la conservación de la materia y la energía (E = mv2) obtenemos: mv2 = h v / λ si de esta ecuación despejamos λ, obtenemos: λ = h/mv y como p = mv entonces: λ = h/p Con esta ecuación, De Broglie demostró matemáticamente que se podía calcular la longitud de onda del electrón, como a continuación se índica: Si la masa del electrón es m= 9.1x10-28 g y su velocidad v = 3x108 cm/s, luego entonces tendrá un impulso : p = (9.1x10-28 g)(3x108 cm/s) p = 2.73x10-19 g cm/ s Y su longitud de onda será de: λ = h/p = 6.6x10-27 erg. s/ 2.73x10-19 g cm /s λ = 2.4 x10-8 cm = 2.4 x10-8 cm = 2.4 Angstroms Haciendo el análisis de unidades, tenemos que: erg = dina . cm = g cm2 /s2

sustituyendo esta equivalencia en la ecuación : λ = g cm2 s/ s2 = cm g cm / s Aunque la teoría de la dualidad de la materia se aplica a toda clase de ondas y partículas que se mueven a gran velocidad, es imposible observar en el mismo evento las características cuando se comporta como onda o como partícula. Para saber el comportamiento de una partícula en movimiento necesitamos determinar con precisión su posición y su velocidad.

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PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG

Figura 3 Werner Heisenberg Werner Heisenberg físico alemán (1901- 1965) aportó a los conocimientos del átomo, el principio de incertidumbre y lo presentó como una consecuencia de la dualidad de la naturaleza del electrón . Heisenberg imaginó un microscopio superpotente por medio del cual se pudiese observar la colisión entre un fotón y un electrón, y postuló que: Es imposible conocer con exactitud perfecta los dos factores importantes que gobiernan el movimiento de un electrón, su posición y su velocidad. Establece que es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad del electrón, y por tanto es imposible determinar su trayectoria. Cuanto mayor sea la exactitud con que se conozca la posición, mayor será el error en la velocidad, y viceversa. Solamente es posible determinar la probabilidad de que el electrón se encuentre en una región determinada. Podemos entender mejor este principio si pensamos en lo que sería la medida de la posición y velocidad de un electrón: para realizar la medida (para poder "ver" de algún modo el electrón) es necesario que un fotón de luz choque con el electrón, con lo cual está modificando su posición y velocidad; es decir, por el mismo hecho de realizar la medida, el experimentador modifica los datos de algún modo, introduciendo un error que es imposible de reducir a cero, por muy perfectos que sean nuestros instrumentos. Este Principio, enunciado en 1927, supone un cambio básico en nuestra forma de estudiar la Naturaleza, ya que se pasa de un conocimiento teóricamente exacto (o al menos, que en teoría podría llegar a ser exacto con el tiempo) a un conocimiento basado sólo en probabilidades y en la imposibilidad teórica de superar nunca un cierto nivel de error.

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ECUACIÓN DE ONDA DE SCHRÖDINGER La Mecánica Cuántica (1927) engloba la hipótesis de Louis de Broglie y el Principio de indeterminación de Heisenberg. El carácter ondulatorio del electrón se aplica definiendo una función de ondas, y utilizando una ecuación de ondas, que matemáticamente es una ecuación diferencial de segundo grado, es decir, una ecuación en la cual intervienen derivadas segundas de la función ψ:

Al resolver la ecuación diferencial, se obtiene que la función ψ depende de una serie de parámetros, que se corresponden con los números cuánticos, tal y como se han definido en el modelo de Böhr. La ecuación sólo se cumplirá cuando esos parámetros tomen determinados valores permitidos (los mismos valores que se han indicado antes para el modelo de Böhr).

El cuadrado de la función de ondas, ψ2, corresponde a la probabilidad de encontrar al electrón en una región determinada, con lo cual se está introduciendo en el modelo el Principio de Heisenberg.

Por ello, en este modelo aparece el concepto de orbital: región del espacio en la que hay una máxima probabilidad de encontrar al electrón.(No debe confundirse el concepto de orbital con el de órbita, que corresponde al modelo de Böhr: una órbita es una trayectoria perfectamente definida que sigue el electrón, y por tanto es un concepto muy alejado de la mecánica probabilística.)

Figura 4 Erwin Schrödinger (1887 – 1961) SIGNIFICADO FÍSICO DE LA FUNCIÓN ψ² El valor absoluto ψ2, solo determina la probabilidad de que la partícula sea encontrada en uno u otro lugar del espacio y que se moverá con una u otra velocidad. SOLUCIÓN DE LA ECUACIÓN DE ONDA Y SU SIGNIFICADO FÍSICO : ORBITALES s, p, d, f. La solución a la ecuación de onda para el átomo de hidrógeno conduce a la formación de esferas concéntricas que rodean al núcleo que están separadas por superficies nodales en donde Ψ= 0, las dos alternativas obvias son considerar al electrón como partícula y como onda. Esta solución produce la cuantificación de los niveles energéticos y la obtención de 3 números cuánticos necesarios para su solución, los cuales son (n, l, m).

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1.1.2 DESCRIPCIÓN DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS (SIGNIFICADO, VALORES, NIVELES DE ENERGÍA, SUBNIVELES Y ORBITALES) n = El número cuántico principal (espacio energético fundamental) designa el nivel energético principal en el cual se localiza un electrón dado; éste número también expresa la energía de los niveles dentro del átomo. El número cuántico n, puede asumir teóricamente cualquier valor entero, de 1 a infinito, aunque con 7 valores ( 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 ), es posible satisfacer a todos los átomos conocidos actualmente. Se relaciona con el tamaño del volumen que ocupa el electrón. l = Secundario azimutal (número cuántico por forma).El número cuántico secundario l , determina el tipo de orbital ; por lo tanto, el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza un electrón y se relaciona con la forma de la nube electrónica. Cada nivel electrónico se divide en subniveles que contienen electrones de la misma energía. Determina entonces el subnivel y se relaciona con la forma del orbital. Los valores l están determinados por el valor de n; para cierto nivel , l puede asumir cualquier valor entero desde 0 hasta n-1 y se les asigna las letras s, p, d, f. Así, en el 1er. nivel energético sólo hay un subnivel , al cual l da el valor de 0 y lo representa por la letra s (del inglés sharp). En el 2º. nivel energético hay dos subniveles, a los que l da el valor de 0 y 1; y los representa por las literales s y p, respectivamente ( p del inglés principal). En el 3er. nivel energético hay tres subniveles, a los que l da el valor de 0, 1 y 2; y los representa por las literales: s, p y d, respectivamente ( d de diffuse). En el 4º nivel energético hay cuatro subniveles, a los que l , da el valor de 0,1,2 y 3; y los representa por las literales; s p, d y f respectivamente ( f de fundamental) Ocurre de la misma manera para el resto de los niveles de energía. Así, podemos decir que para l : s=0 p=1 d=2 f=3 Si n = 1 l = de 0 a 1-1; l = 0 Si n = 1, l tendrá solamente un valor esto indica que en el primer nivel en orbital tendrá una sola forma: forma de esfera y se le asigna la letra "s". n = 1 l = 0 - s - esfera Si n = 2 l = de 0 a 2-1 l = 0 a 1 l = 0 l = 1 n = 2 l = 0 - s - esfera l = 1 - p - glóbulos

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Si n = 3 l = de 0 a 3-1 l = 0 a 2 l = 0 l = 1 l = 2 n = 3 l = 0 - s - esfera l = 1 - p - glóbulos l = 2 - d - lazos Si n = 4 l = de 0 a 4-1 l = 0 a 3 l = 0 l = 1 l = 2 l = 3

l = 0 - s - esfera l = 1 - p - glóbulos l = 2 - d - lazos l = 3 - f - moños

Figura 5 Representación de las formas de los orbitales m = Número cuántico por orientación (magnético). . El número de electrones por subnivel depende del valor de éste y está dado por la relación (2l + 1) que puede ser desde –1 hasta +1, pasando por cero, los valores de m dependen de l . El número cuántico magnético representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en los subniveles energéticos, cuando estos se encuentran sometidos a un campo magnético. Los subniveles energéticos están formados por orbitales.

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Un orbital es la región del espacio energético donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón. Entonces: Sí l = 0 (s) m = de -0 a +0 m = 0 Esto indica que los orbitales en forma de esfera se les asigna la letra s y que sólo pueden tener una orientación. Sí l = 3 (f) m = de -3 a +3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (siete valores) Los orbitales f tienen siete orientaciones. En la ecuación de Dirac-Jordán, aparece el cuarto parámetro cuántico denominado "s". s = Número cuántico por giro (spin). Se relaciona con el giro o movimiento de rotación que el electrón efectúa sobre su eje y con la probabilidad de que una orientación del orbital acepte o no al electrón diferencial. Este número cuántico describe la orientación del giro del electrón. Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje, que solo puede tener dos direcciones , una en dirección de las manecillas del reloj, y la otra, en sentido contrario; los valores numéricos permitidos para el número cuántico espín s son +1/2 y -1/2.. En cada orbital puede haber como máximo dos electrones, uno con giro positivo y el otro con giro negativo. Las dos orientaciones generalmente se designan por flechas , las cuales representan el giro del electrón.

Subnivel Número de orbitales Posibles

Número de electrones del subnivel

s p d f

1 orbital s 3 orbitales p 5 orbitales d 7 orbitales f

2 6 10 14

Tabla 1. Número de orbitales y electrones en los subniveles

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CARACTERÍSTICAS PRINCIPALES DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS Símbolo Nombre Valores

permitidos Ejemplos

n l m s

Número cuántico principal Número cuántico secundario Número cuántico magnético Número cuántico spín

Cualquier entero Positivo. Desde 0 hasta n-1. Desde – l hasta + l pasando por cero. +1/2 o -1/2

1, 2 , 3 , 4 0, 1, 2, 3 -1, 0 , +1

Tabla 2. Valores de los números cuánticos NIVELES DE ENERGÍA DE LOS ORBITALES

Los distintos números cuánticos se relacionan e indican las siguientes características de los orbitales: Número Se refiere o relaciona con Índica n l m s

El volumen o energía de un orbital La forma de un orbital La orientación de un orbital La posibilidad de que un orbital acepte o no un electrón,

Nivel Subnivel Número de orbitales Giro del electrón

Tabla 3. Características de los números cuánticos Un orbital soporta como máximo dos electrones. Los orbitales que tienen la misma energía forman los subniveles atómicos. Un subnivel s, con un solo orbital, soporta como máximo 2 electrones. Un subnivel p , con tres orbitales, puede soportar como máximo 6 electrones. Un subnivel d, con cinco orbitales, puede soportar máximo 10 electrones. Un subnivel f, con siete orbitales. Puede soportar máximo 14 electrones. En el segundo nivel energético (n=2), puede haber hasta 8 electrones, dos del orbital s y seis de los tres orbitales del subnivel p. De esta misma manera es posible calcular la cantidad máxima de electrones ( 2n 2 ) que pueden soportar los niveles energéticos 5º, 6º y 7º. Con estos datos es posible identificar completamente un electrón de un átomo, sólo bastará con indicar el valor de cada uno de los números cuánticos de ese electrón.

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DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS n Nivel

l Subnivel

m Número de Orbitales

Tipo de orbital (de n y l )

Número de orbitales según los diversos valores de m

Número de electrones

1 2 2 3 3 3 4 4 4 4

0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

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

1s 2s 3s 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

1 1 3 1 3 5 1 3 5 7

2 2 6 2 6 10 2 6 10 14

Tabla 4. Distribución electrónica de los números cuánticos 1.1.3 PRINCIPIOS DE CONSTRUCCIÓN: DE EXCLUSIÓN DE PAULI, DE AUFBAU O DE CONSTRUCCIÓN, DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND, REGLA DE MADELUNG PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Después de haber realizado una descripción de los números cuánticos, el siguiente punto a analizar es cómo están distribuidos los electrones dentro del átomo. Sabemos que el número de subniveles u orbitales que un nivel puede tener está dado por los valores de l También sabemos que los orbitales pueden tener un número determinado de orientaciones, que dependen de los valores de m. En 1926, Wolfgang Pauli después de realizar una investigación extensa sobre los espectros de emisión , principalmente aquellos en los cuales apreciaba una ausencia de líneas espectrales, explicó sus resultados en función de ciertos estados no posibles para un electrón. Dichos estados son aquellos en los cuales dos electrones que se encuentren en una misma orientación del orbital no pueden tener el mismo spin. Debido a esto, en cada orientación del orbital sólo puede haber dos electrones que tengan spines diferentes.

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Las estructuras electrónicas de los átomos están gobernadas POR EL PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI el cual determina el número posible de electrones en cualquier nivel principal, quién encontró que cada electrón debía tener su propio conjunto de números cuánticos y establece que: DOS ELECTRONES EN UN MISMO ÁTOMO NO PUEDEN TENER LOS CUATRO NÚMEROS CUÁNTICOS IGUALES. Para hacer más claro este principio, diremos que dos electrones pueden tener iguales los valores de los tres primeros números cuánticos, n, l y m, pero el valor del cuarto número, o sea el spin, para un electrón debe ser +1/2 y para el otro –1/2 , o también indicado con los vectores: para un electrón y para el otro . PRINCIPIO DE AUFBAU O DE CONSTRUCCIÓN Aufbau es una palabra alemana significa “estructura”, “construcción” o desarrollo. Este principio sirve para indicarnos la manera en que los electrones van ocupando los diferentes subniveles en el desarrollo de las configuraciones electrónicas. En la construcción de las configuraciones electrónicas del estado fundamental, la idea que nos guía es que la energía total del átomo es lo mas baja posible. Para determinar estas configuraciones usaremos como guía el PRINCIPIO DE AUFBAU que establece lo siguiente: En un átomo, los electrones buscan su

acomodo primero en aquellos subniveles de menor energía, es decir,

aquellos en que su valor de n+ l sea menor Cada átomo se construye: 1.- Añadiendo el número apropiado de protones y neutrones especificados por el número atómico y el numero de masa . 2.- Añadiendo el número necesario de electrones en los orbitales de forma que den la energía total mas baja para el átomo

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La energía de los subniveles aumenta al incrementarse el valor de n+l. Cuando existen dos subniveles con el mismo valor de n+l , la energía aumenta con el valor de n. Por lo tanto la ocupación de los subniveles de un mismo nivel n no es progresiva. En la siguiente tabla, las flechas diagonales nos señalan el orden en que se van llenando los subniveles, de acuerdo con el valor de n+l . Recordemos que cada subnivel s, p, d ,f, representa un valor de l. REGLA DE LAS DIAGONALES (PRINCIPIO DE AUFBAU)

1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

3d10

4s2

4p6

4d10

4f14

5s2

5p6

5d10

5f14

6s2

6p6

6d10

7s2

7p6

Tabla 5. Regla de las diagonales En la regla de Aufbau se observa que existen subniveles con igual valor de n+ l, como ejemplo 2p y 3s. En este caso , se llena primero el subnivel con el valor de n menor; es decir, primero se llena el 2p antes que 3s.

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NIVEL SUBNIVEL 1 1s2

2 2s2, 2p6

3 3s2, 3p6 4 4s2, 3d10, 4p6

5 5s2, 4d10, 5p6

6 6s2, 4f14, 5d10, 6p6

7 7s2, 5f14, 6d10, 7p6

Tabla 6. Subniveles correspondientes a cada nivel energético Con el estudio de los números cuánticos, se ha hecho una clasificación cuántica de los elementos químicos. Los electrones de un determinado átomo se designan como nxy, en donde el símbolo n es el numero cuántico principal, x es la designación de los subniveles en función de las letras s, p, d, f, etc. que corresponden a los números cuánticos orbitales respectivos l = 0, 1, 2, 3 ,...en tanto que “y” es el numero de electrones que hay en el subnivel.. Ejemplo: 2p6

donde : 2 es el nivel de energía p es el subnivel 6 son los electrones en el subnivel. PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD O REGLA DE HUND

La regla de Hund de multiplicidad máxima se aplica cuando se debe decir como llenar subniveles degenerados (de igual energía). Esta regla establece que cuando hay electrones que entran a un nivel de valores n y l fijos, cada uno de ellos ocupa uno de los orbitales disponibles, en tanto no se ocupan en esa forma todos los orbitales, no se produce el apareamiento de electrones. Las subcapas s, p, d y f pueden contener 2, 6, 10 y 14 electrones, respectivamente; las subcapas s, p, d y f pueden contener 1, 3, 5 y 7 orbitales, que son degeneradas en el átomo y cada orbita puede contener 2 electrones de spins opuestos. En general, se han descubierto que las estructuras en las que las orbítales degenerados están medio llenos o llenos por completo tienen una estabilidad mayor. La llamada regla ( n + l ) da la subcapa de menor energía. Por lo común dicha capa de menor energía es la que tiene el valor ( n + l ) mas bajo.

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La disposición de los elementos en la tabla periódica se vuelve más comprensible una vez que entendemos su configuración electrónica. La regla de Hund resume la forma en que se llenan los subniveles: la disposición más estable de los electrones en el mismo subnivel es la que tiene el número máximo de electrones no apareados, todos con el mismo spin. El resultado general de la regla de Hund es que en los orbitales p, d y f cada electrón sucesivo entra en orbital distinto del subnivel hasta que el subnivel se llena hasta la mitad, después de lo cual los electrones se aparean en los orbitales uno por uno. La regla de Hund dice: LOS ELECTRONES DEBEN OCUPAR SIMPLEMENTE TODOS LOS ORBITALES DE UN SUBNIVEL DADO ANTES DE EMPEZAR A APAREARSE. ESTOS ELECTRONES DESAPAREADOS TIENE SPINES PARALELOS. Se aplica la regla de Hund de máxima multiplicidad cuando un orbital p, d o f sea ocupado por más de un electrón. Esta regla dice que los electrones permanecen sin aparear con espines paralelos en orbitales de igual energía, hasta que cada uno de estos orbitales tiene, cuando menos, un electrón. La regla de Hund se aplica cuando se tienen orbitales de igual energía (orbitales degenerados) como los tres orbitales p, se agrega un electrón a cada uno, teniendo sus espines sin aparear, hasta que cada orbital degenerado contenga un electrón Entonces se empieza a agregar un segundo electrón a cada orbital degenerado de modo que los espines queden apareados. Por ejemplo, según la regla de Hund, los tres electrones de los orbitales p de los átomos de fósforo no deben estar apareados. Para esto podemos escribir la configuración electrónica expandida. P 1s22s22px

22py22pz

23s23px13py

13pz1

o en el diagrama de cuadros de orbitales: 1s 2s 2p

x 2 py 2

p

z 3s

3p

x 3p

y 3p

z

Así todos lo electrones están apareados excepto los tres electrones de los orbitales 3p, los cuales ocupa diferentes orbitales y tiene espines paralelos.

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REGLA DE MADELUNG Para obtener la configuración o estructura electrónica de un átomo, es decir, cómo están distribuidos los electrones en los distintos niveles energéticos o capas hay que tener en cuenta lo siguiente: Sabiendo que el principio aufbau o de construcción dice que los orbitales se llenan empezando por los de mínima energía se debe añadir que para determinar el orbital de mínima energía se sigue la regla de Madelung o n + l que hace referencia a la ordenación de orbitales según su energía. Los electrones se disponen siempre ocupando los orbitales de menor energía, y considerando que la energía de un orbital depende de los valores de n, l y m ; si bien en ausencia de campo magnético depende únicamente de n y l . La importancia de n es mayor que l. Para saber cual de los dos orbitales dados tiene menor energía se sumen los respectivos valores de n y l y se aplican las siguientes reglas: a) Tiene menor energía el orbital que posee un valor de n+ l más bajo. b) Cuando dos orbitales poseen el mismo valor de n+ l , tiene menor energía el orbital que tiene un valor de n más bajo. 1.1.4 CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS DE ÁTOMOS O DE IONES DE ELEMENTOS REPRESENTATIVOS, CARÁCTER DIAMAGNÉTICO Y PARAMAGNÉTICO La configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo. La distribución electrónica de los átomos de diferentes elementos se denomina la configuración electrónica del estado fundamental. Esto corresponde al átomo aislado en su estado de energía mas bajo, o no excitado. Consideraremos los elementos en orden creciente de numero atómico, usando como guía la tabla periódica. En la construcción de las configuraciones electrónicas del estado fundamental, la idea que nos guía es que la energía total del átomo es lo mas baja posible. Para determinar estas configuraciones usaremos como guía el Principio de Aufbau. Cuando apliquemos este principio, nos centraremos en la diferencia de distribuciones electrónicas entre un elemento dado y el elemento con un número atómico una unidad inferior. Aunque no siempre se indique, debemos tener en cuenta que el número atómico, ( la carga del núcleo) también difiere.

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Subrayaremos el electrón particular que distingue cada elemento del anterior; sin embargo, recordaremos que esta distinción es artificial, porque los electrones realmente no son distinguibles. Los orbitales aumentan de energía al aumentar el valor del número cuántico n . Para un valor dado de n, la energía aumenta con el valor creciente de l. En otras palabras, en un particular nivel de energía principal, el subnivel s es el de energía mas baja, el subnivel p es el siguiente, luego el d, y así sucesivamente. REGLAS DE CONFIGURACIONES ELECTRONICAS Al escribir configuraciones electrónicas, debemos tener en mente las siguientes reglas: 1.- Los orbitales que tienen el mismo valor del numero cuántico principal, n, ocupan un nivel de energía principal . Hay n2 orbitales en un nivel. 2.- Cada subnivel se divide en orbitales (subnivel s, 1 orbital; subnivel p, tres orbitales; subnivel d, cuatro orbitales; subnivel f, 7 orbitales ). Por ejemplo, el nivel n=2 tiene un orbital 2s y 3 orbitales 2p para un total de 4 orbitales que corresponde a n2. 3.- Puesto que en cada orbital solo caben dos electrones con spins opuestos , el número máximo de electrones en un nivel es de 2n al cuadrado. 4.- Los electrones se aparean solo después de que cada orbital de un subnivel ha sido ocupado por un electrón.( regla de Hund). Para el desarrollo de la configuración electrónica de un átomo, se anota el nivel ( 1. 2, 3, 4, 5, 6, 7) , el tipo de subnivel ( s, p, d, f ) y como exponente el número de electrones que cada subnivel contenga. Ejemplo: número de electrones 1H = 1s 1 subnivel nivel En la configuración del átomo de Hidrógeno , el único electrón de este elemento ocupa el subnivel s del 1er. nivel energético.

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De esta manera la configuración de los siguientes átomos será: 2He = 1s2

3Li = 1s2 2s1

4Be = 1s2 2s2

9F = 1s2 2s2 2p5

25Mn = !s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d5

92U = !s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d104p6 5s2 4d105p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f4

DIAGRAMA ENERGÉTICO Este diagrama nos permite ver claramente la distribución electrónica en cada uno de los átomos , los electrones se representan con flechas y se anotan sobre una línea que representa cada uno de los orbitales correspondientes a cada subnivel, así: el s con 1; el p con 3; el d con 5 y el f con 7. Por debajo de esta línea se anota el número del nivel energético y el subnivel que corresponde a cada orbital. La flecha hacia arriba representa un electrón con giro positivo. Y la flecha hacia abajo es un electrón con giro negativo. A continuación se señalan algunos ejemplos: 10Ne= 1s2

2s2 2p6

1s 2s 2px 2py 2pz 7N = 1s2 2s2 2p3

1s 2s 2px 2py 2pz

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16S = 1s22s22p6 3s23p4

1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz ELECTRÓN DIFERENCIAL Se llama así al último electrón que entra en un átomo, de acuerdo con las reglas de ocupación de los orbitales; es decir aquello que distingue a un átomo de un elemento del que lo precede en la clasificación periódica. Este electrón diferencial es muy importante, ya que de él depende la localización de un elemento en la tabla periódica y por tanto sus propiedades químicas. Al conocer el electrón diferencial podemos indicar la posición del átomo en la tabla periódica. También se pueden determinar los valores de los cuatro números cuánticos para el electrón diferencial considerando la regla de Hund . Para ello se consideran todos los valores posibles del número cuántico magnético m , antes de asignar un número cuántico espín s, asimismo el número cuántico n es el nivel de energía y el valor de l está determinado por el valor del subnivel en el que se encuentre el último electrón. Ejemplo: Para el Sodio, cuyo número atómico es 11, resulta: 11Na = 1s2

2s2 2p6 3s1

n = 3 l = 0 m = 0 s = +1/2

1s 2s 2px 2py 2pz 3s Electrón diferencial

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8O = 1s2 2s2 2p4

n = 2 l = 1 m = -1 s = - 1/2

1s 2s 2px 2py 2pz 3Li = 1s2

2s1

n = 2 l = 0 m = 0 s = +1/2

1s 2s 6C = 1s2

2s2 2p2

n = 2 l = 1 m = 0 s = + 1/2

1s 2s 2px 2py 2pz

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CARÁCTER DIAMAGNÉTICO Y PARAMAGNÉTICO El principio de exclusión de Pauli es uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica. Se puede comprobar con una simple observación. Si dos electrones en el orbital 1s de un átomo de Helio tienen el mismo espín, o son paralelos ( ↑o↑ ), sus campos magnéticos se reforzaran uno con otro. Tal distribución haría del helio un átomo paramagnético. Las sustancias paramagnéticas son aquellas que son atraídas por un imán. Por otro lado, si los espines de los electrones son antiparalelos entre sí (↑ o ↓), los efectos magnéticos se cancelan y los átomos son diamagnéticos. Las sustancias diamagnéticas son aquellas que son repelidas por un imán. En forma experimental se encuentra que el átomo de Helio es diamagnético en su estado fundamental, en concordancia con el principio de exclusión de Pauli. Una regla general útil para tener en mente es que cualquier átomo con un número impar de electrones debe ser paramagnético, porque se necesita un número par de electrones para completar el apareamiento. Por otro lado, los átomos que tienen un número par de electrones pueden ser tanto diamagnéticos o paramagnéticos. Como otro ejemplo se considerará el átomo de Litio, que tiene tres electrones. El tercer electrón no puede estar en el orbital 1s porque inevitablemente tendría los 4 números cuánticos iguales al de uno de los dos primeros electrones. En consecuencia, este electrón "entra" en el siguiente orbital (energéticamente accesible), que es el orbital 2s. 1.2 CARACTERÍSTICAS DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA ACTUAL Y DE

LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

La tabla periódica puede usarse para vaticinar muchas propiedades que nos pueden ser útiles. En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleiev dispuso los elementos en orden de masa atómica creciente. En los casos donde surgían discrepancias, se usaron las propiedades químicas para colocar los elementos.

Mendeleiev estableció hileras horizontales, o periodos. El Hidrógeno por sí solo constituía el primer periodo. Cada uno de los periodos siguientes contenían 7 elementos y el resto más. Al elaborar la tabla Mendeleiev colocó ocasionalmente elementos más pesados antes de otros más ligeros a fin de mantener los elementos con las mismas propiedades químicas en la misma columna vertical, o grupo. A veces dejaba espacios vacíos en la tabla, donde razonaba que deberían entrar los elementos desconocidos. Las tablas periódicas propuestas por Mendeleiev y Meyer se basaban en las masas atómicas crecientes. Mendeleiev usaba similitudes entre propiedades químicas para explicar las discrepancias entre los elementos. Ciertas irregularidades entre estas tablas las corrigió el trabajo de Henry G. J. Moseley, un físico británico. Moseley logro determinar la carga nuclear sobre los átomos de elementos conocidos. Sacó la conclusión de que los elementos debían ordenarse por número atómico creciente más que por masa atómica. Esta investigación llevo al desarrollo de la ley periódica, la cual establece que las propiedades químicas de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos. Los elementos con propiedades químicas similares recurren a intervalos regulares y se colocan de acuerdo a esto en la tabla periódica.

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Después de conocer diferentes clasificaciones que existen sobre las distintas sustancias, resulta de gran interés y de singular importancia para una buena nomenclatura de los compuestos, el conocer ciertas características de los elementos de acuerdo al acomodo que guardan en la tabla periódica. El ordenamiento de los elementos en la tabla periódica no fue hecho al azar, sino más bien es el fruto de un gran número de intentos por agruparlos en función de sus propiedades y el orden seguido es en base a un número atómico que viene siendo la cantidad de protones existentes en el núcleo del átomo. Tal vez la tabla periódica que resulte más común sea la conocida como de “Dieciocho columnas”, en ésta podemos apreciar 7 renglones horizontales llamados periodos, además de 18 columnas verticales llamadas grupos. El nombre de tabla periódica la recibe precisamente porque cada cierto número de elementos las propiedades químicas se repiten; quedando colocados uno bajo el otro todos aquellos elementos que presentan propiedades con similitud para formarse así un grupo.

Los periodos están formados por un conjunto de elementos que teniendo propiedades químicas diferentes, mantienen en común el presentar igual número de niveles con electrones en su envoltura, correspondiendo el número de periodo al total de niveles. Las propiedades químicas de los elementos dependen de la distribución electrónica en los diferentes niveles, por ello; todos aquellos que tienen igual número de electrones en su último nivel presentan propiedades químicas similares, correspondiendo el número de período en que se encuentra ubicado, al del último nivel con electrones y el número de grupo guarda relación con la cantidad de electrones en la última capa. La tabla periódica puede dividirse en diversas formas según las propiedades que se deseen estudiar, de tal suerte que se agrupan conjuntos de elementos con características comunes. METALES, NO METALES Y METALOIDES Aún antes de establecerse la tabla periódica; ya el creador de la simbología de los elementos J. J. BERZELIUS publicó en 1814 una clasificación sistemática en donde agrupaba dos tipos: los METALES y los NO METALES. Las características de los elementos metálicos son:

1. Conducen con facilidad el calor y la electricidad. 2. Presentan brillo metálico 3. Generalmente pueden ser laminados o estirados formando alambres, propiedades que

se conocen como maleabilidad y ductilidad. 4. Por lo regular a temperatura ambiente son sólidos excepto Hg, Ga, Cs y Fr.

Al combinarse con no metales ceden electrones por lo que adquieren cargas positivas (cationes).

Los no metales presentan las siguientes características:

1. Son malos conductores del calor y la electricidad. 2. No son maleables ni dúctiles. Reciben electrones al combinarse con los metales adquiriendo así cargas negativas (aniones).

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Algunos elementos suelen comportarse según las condiciones como metales o como no metales; a estos se les conoce como metaloides.

En la clasificación periódica de Dieciocho columnas podemos apreciar a estos grupos de elementos claramente delimitados, lo cual nos parece razonable si pensamos que las características de ellos dependen de la distribución electrónica, entre más próximos estén los elementos, mayor semejanza tendrán en sus propiedades y esto se debe a que la distribución electrónica presenta también una gran semejanza. Si admitimos que las propiedades químicas de los elementos dependen de la ubicación de los electrones en su envoltura, tenemos una Clasificación de elementos en función de su distribución electrónica. En esta clasificación los elementos se agruparon en cuatro bloques según el tipo de orbital atómico en que se ubique su electrón diferencial. A los bloques s y p se les conoce como elementos representativos mientras que a los d y f se les denomina elementos de transición . El bloque s está formado por dos columnas, el p por seis, en el d se observan diez y el f presenta un total de catorce. Como se puede observar, el número de columnas corresponde al máximo de electrones que se pueden acomodar en esos tipos de orbitales, los elementos colocados en una misma columna o grupo tendrán igual cantidad de electrones en el nivel más externo y su electrón diferencial estará en el mismo tipo de orbital. METALES DE TRANSICIÓN Y DE TRANSICIÓN INTERNA: Los metales de transición tienen como característica propia las subcapas d incompletas o fácilmente dan lugar a iones con subcapas d incompletas. La mayoría de los metales de transición tienen una estructura de empaque compacto en la que cada átomo tiene un número de coordinación 12. Además, estos elementos tienen radios atómicos relativamente pequeños. El efecto combinado de empaquetamiento compacto y tamaño atómico pequeño produce enlaces metálicos fuertes. Por lo tanto, los metales de transición tienen densidades mayores, puntos de ebullición y de fusión superiores, y calores de fusión y vaporización más altos que los metales de los grupos 1A o 1 y 2A o 2, que los metales del grupo 2B o 12. Los metales de transición adquieren diversos estados de oxidación en sus compuestos mediante la pérdida de uno o más electrones. Los estados de oxidación más comunes de cada elemento incluyen +2, +3 o ambos.

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ESTADOS DE OXIDACIÓN Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu +7 +6 +6 +6 +5 +5 +5 +5 +4 +4 +4 +4 +4 +4 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +2 +2 +2 +2 +2 +2 +2 +2 +1 Tabla 7. Estados de oxidación de elementos de transición interna Los iones de los grupos I, II, y III son incoloros. Cuando uno de sus compuestos es coloreado, se debe al anión. Los aniones cloruro, sulfato, nitrato, por nombrar solo tres, son incoloros, por lo que los cloruros, sulfatos y nitratos de los elementos de los grupos I, II y III son todos blancos. Sin embargo, para los elementos de transición la existencia de cationes coloridos es tan característica como la variedad de números de oxidación. Además los aniones de los elementos de transición, tales como el permanganato, MnO4

-1, (púrpura oscuro), y dicromato, Cr2O7

-2, (anaranjado brillante), también muestran color. La siguiente tabla muestra algunos de los colores de los elementos de transición del período cuatro y los estados de oxidación. +2 +3 +4 +5 +6 +7 Incoloro Violeta Incoloro Violeta Verde Azul Rojo Azul Verde Amarillo-anaranjado Rosa Verde púrpura Verde-pálido Ámbar Rosa Azul Verde Azul Incoloro Tabla 8. Coloraciones de elementos de transición interna de acuerdo a estados de oxidación

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Muchos de los compuestos de los elementos de transición son paramagnéticos. Un electrón que gira alrededor de su propio eje, por ser una carga en movimiento engendra débiles campos, eléctrico y magnético. El campo magnético es el que origina el paramagnetismo. La presencia de electrones desapareados en los orbitales d de los iones de los elementos de transición es la fuente de su paramagnetismo. Muchos de los metales de transición y sus compuestos son buenos catalizadores tanto para reacciones inorgánicas como orgánicas y para procesos electroquímicos. Esta actividad catalítica se cree que es debida a la presencia de orbitales d, desocupados o parcialmente desocupados. Ejemplo: el uso del Platino como catalizador en las reacciones de hidrogenación. TIERRAS RARAS Los lantánidos es un grupo de elementos químicos del sistema periódico conocidos también como tierras raras. Este grupo incluye los elementos con números atómicos del 58 al 71, que nombrados por orden son: Cerio, Praseodimio, Neodimio, Promecio, Samario, Europio, Gadolinio, Terbio, Disprosio, Holmio, Erbio, Tulio, Iterbio y Lutecio, aunque con frecuencia, el Lantano también se incluye en este grupo. Químicamente, la mayoría de los lantánidos son trivalentes. Sólo el Cerio forma compuestos con valencia +4. La mayoría de los compuestos de los lantánidos son fuertemente paramagnéticos. Una aleación compuesta por Hierro y lantánidos, llamada mischmetal, es pirofórica: al rasparla produce chispas. Se usa en los encendedores de cigarros, en las lámparas de seguridad de los mineros, y en los mecanismos automáticos de iluminación por gas. El mischmetal se usa también para producir aleaciones de Aluminio y Magnesio, y algunos tipos de acero. El Europio se usa como activador del Fósforo. En un tubo de televisión en color proporciona el color rojo. Los lantánidos se separan de los otros elementos del mineral mediante la precipitación con el reactivo adecuado. La separación de los lantánidos entre sí, por medios químicos ordinarios, es muy difícil porque sus propiedades químicas son similares, y el aislamiento de uno de los elementos puede implicar cientos de cristalizaciones fraccionadas. Utilizando los métodos de intercambio iónico, se puede llevar a cabo la separación de un solo elemento con más facilidad y precisión. Los óxidos de los lantánidos, debido a su escasez, se llamaron en principio tierras raras, nombre que se extendió más tarde al grupo de elementos. Sin embargo, las tierras raras se encuentran en minerales que son más abundantes que los de otros metales, por ejemplo, los del grupo del Platino. La fuente principal de las tierras raras es el mineral monacita. Otros minerales menos frecuentes que contienen cantidades pequeñas de tierras raras son: la cerita, la gadolinita y la samarsquita. Los actínidos es otro grupo de 15 elementos radiactivos del sistema periódico con números atómicos entre 89 y 103. Sólo los cuatro primeros se han encontrado en la naturaleza en cantidades apreciables; los demás han sido producidos artificialmente. Los elementos con números atómicos 93 y siguientes se llaman elementos transuránicos. Los que constituyen el grupo de actínidos son, por orden de número atómico creciente: Actinio, Torio, Protactinio,

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Uranio, Neptunio, Plutonio, Americio, Curio, Berquelio, Californio, Einstenio, Fermio, Mendelevio, Nobelio y Laurencio. 1.2.1 CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LA TABLA PERIÓDICA Y CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS DE ACUERDO AL ELECTRÓN DIFERENCIAL Se sabe en la actualidad que existen en la naturaleza más de 118 elementos (átomos diferentes) 93 naturales y el resto transuránicos (artificiales). Estos átomos se diferencian por la cantidad de electrones que tienen, principalmente por su último electrón llamado electrón diferencial. Para saber cómo están distribuidos estos electrones en el átomo, es decir, cuál es su configuración electrónica debemos considerar el modelo cuántico del átomo, que hace referencia a que el átomo es un cuerpo formado por un núcleo rodeado de varios niveles de energía (capas) donde pueden localizarse cada uno de los electrones que forman el átomo. De acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado, los elementos se pueden dividir en categorías: los elementos representativos, los gases nobles, los elementos de transición (o metales de transición), los lantánidos y los actínidos. Los elementos representativos (también llamados elementos de los grupos principales) son los elementos de los grupos 1A a 7A, todos los cuales tienen incompletos los subniveles s o p del máximo número cuántico principal Con excepción del helio, los gases nobles (de los elementos del grupo 8A) todos tienen el mismo subnivel p completo. (Las configuraciones electrónicas son ls2 para el helio y ns2np6 para los otros gases nobles, donde n es el número cuántico principal de la capa o nivel más externo.) Los metales de transición son los elementos de los grupos 1B y del 3B hasta el 8B, los cuales tienen capas d incompletas, o fácilmente forman cationes con subniveles d incompletos. (Algunas veces se hace referencia a estos metales como los elementos transicionales del bloque d.) Los elementos del grupo 2B son Zn, Cd y Hg, los cuales ni son representativos ni son metales transicionales. A los lantánidos y actínidos algunas veces se les llama elementos de transición interna del bloque f porque tienen subniveles f incompletos. Resulta un modelo claro cuando se examinan las configuraciones electrónicas de los elementos de un grupo específico. Primero se analizarán los elementos representativos. Se observa que todos los miembros del grupo lA, metales alcalinos, tienen configuraciones electrónicas externas similares; todos tienen kernel de gas noble y una configuración ns1 para el electrón más externo. En forma similar, metales alcalinotérreos del grupo 2A tienen kernel de gas noble y una configuración ns2 para los dos electrones más externos. Los electrones más externos de un átomo, que son los implicados en el enlace químico, comúnmente reciben el nombre de electrones de valencia. La similitud de las configuraciones electrónicas externas (esto es, que tengan el mismo número de electrones de valencia) es lo que los hace parecidos a los elementos de un grupo entre sí en su comportamiento químico. Esta observación es válida para el resto de los elementos representativos. Por ejemplo, los halógenos (el grupo 7A), todos con la configuración electrónica externa ns2np5, tienen propiedades muy similares como grupo. Es necesario, sin embargo, ser cauteloso al predecir propiedades cuando los elementos cambian de no metales a metaloides o metales. Por

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ejemplo, los elementos del grupo 4A tienen todos la misma configuración externa, ns2np2, pero hay mucha diversidad en cuanto a las propiedades químicas de estos elementos; el carbono es un no metal, el Silicio y el Germanio son metaloides, y el Estaño y el Plomo son metales. Como grupo, los gases nobles se comportan de modo muy similar. Con excepción del kriptón y el xenón, el resto de estos elementos son totalmente inertes desde el punto de vista químico. La razón radica en que estos elementos tienen completamente llenos los subniveles externos ns y np, condición que implica una gran estabilidad. A pesar de que la configuración electrónica externa de los metales transicionales no es siempre la misma dentro de un grupo, y no hay un modelo regular en el cambio de la configuración electrónica de un metal hacia el siguiente en el mismo periodo, todos los metales transicionales comparten muchas características que los colocan aparte de otros elementos. Esto es porque todos estos metales tienen el subnivel d incompleto. Asimismo, los elementos lantánidos (y actínidos) se parecen entre sí dentro de cada serie porque tienen el subnivel f incompleto. 1.3 CARGA NUCLEAR EFECTIVA(Zeff), CONSTANTE DE ACOPLAMIENTO ( σ ) Y REGLAS DE SLATER En un átomo polielectrónico cada electrón es simultáneamente: a) atraído por los protones del núcleo b) repelido por los otros electrones Cualquier densidad electrónica presente entre el núcleo y el electrón reducirá la atracción que “siente” el electrón por parte del núcleo. A la carga neta positiva que atrae al electrón se le denomina carga nuclear efectiva.

La carga positiva que es sentida por los electrones más externos de un átomo es siempre menor que la carga nuclear real, debido a que los electrones internos apantallan dicha carga .

La extensión del apantallamiento de un electrón por parte de los electrones más internos dependerá de la distribución de los electrones alrededor del núcleo. El concepto de carga nuclear efectiva es muy útil al analizar las propiedades de los átomos polielectrónicos. Considérese el átomo de Helio. La carga nuclear del Helio es +2 pero la fuerza total de esta carga +2 es parcialmente disminuida por las repulsiones mutuas de los dos electrones ls. En otras palabras, en lo que al electrón se refiere, la carga nuclear parece ser menor de +2. Por esta razón se dice que cada electrón ls está "protegido" del núcleo por otro electrón 1s y la carga nuclear efectiva, Zef está dada por: Zef = Z – σ donde Z es la carga nuclear real y σ(sigma) se llama constante de apantallamiento (también llamada constante pantalla). Una forma de mostrar el apantallamiento de los electrones es analizar el valor de la energía requerida para quitar un electrón de un átomo polielectrónico. Las mediciones muestran que se requieren 2373 kJ de energía para remover el primer electrón de 1 mol de átomos de He y

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5248 kJ de energía para remover el electrón restante de un mol de iones de He+. La razón por la cual se requiere menos energía en el primer paso es que la repulsión electrón-electrón, o el apantallamiento, provoca una reducción en la atracción del núcleo sobre cada electrón. En el He+ hay presente un solo electrón, así es que no hay apantallamiento y el electrón siente el efecto total de la carga nuclear +2. Por consiguiente, se requiere de mucho más energía para quitar el segundo electrón.

Por último, es útil recordar los siguientes hechos acerca del apantallamiento: a) Los electrones en un nivel dado son apantallados por electrones de niveles interiores

pero no por los electrones de niveles externos b) Los niveles llenos internos apantallan a los electrones externos con más eficacia que lo

que los electrones en el mismo subnivel se apantallan entre sí. REGLAS DE SLATER Slater construyó una serie de reglas para determinar los valores de apantallamiento(ơ) que permiten calcular cargas nucleares efectivas (Zef = Z – ơ) que se corresponden aceptablemente con las obtenidas mediante cálculos SCF de Hartree- Fock. Estas reglas, apropiadas para electrones hasta el subnivel 3d son: 1.- Se dividen los electrones en el átomo de los en los siguientes grupos. (1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d) 2.- La constante de apantallamiento ơ para un orbital asociado con alguno de los anteriores grupos es la suma de las siguientes contribuciones:

a) nada de cualquier grupo a la derecha del grupo considerado b) 0.35 de cada electrón en el grupo (0.30 si es un grupo 1s) c) para un orbital s o p , 0.85 por cada electrón en el nivel n-1, 1.00 para cada electrón

más interno. d) Para un orbital d , 1.00, para todos los electrones más internos.

Si bien los valores de cargas nucleares efectivas (Zef) obtenidos por las reglas de Slater son menos exactos que los obtenidos por SCF, estas reglas resumen la forma en que se apantallan entre sí los electrones situados en distintos orbitales: los electrones en orbitales más penetrantes apantallan bien a los electrones en orbitales menos penetrantes. Así, los electrones en orbitales 1s,2s,2p,3s y 3p contribuyen en 1.00 al apantallamiento de los electrones en orbitales 3d. En cambio la contribución de un electrón 3p es nula por parte de un electrón en un orbital 3d, 0.35 por uno 3s y 0.85 por uno 2s o 2p, de acuerdo al orden de penetración de los orbitales : 3s> 3p > 3d . Note , sin embargo, que en estas reglas simplificadas, un orbital 3p es igualmente apantallado por uno 3s que viceversa. Ejemplo de cálculo de carga nuclear efectiva En el átomo de Potasio, cuyo número atómico es 19 ,la distribución de 18 de sus 19 electrones es la siguiente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Calcule la carga nuclear efectiva sobre el electrón restante si se coloca en un orbital a) 3d b) 4s Solución: Agrupando los electrones de la forma indicada en la regla 1 queda (1s)2(2s,2p)8(3s,3p)8 .

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En el caso a) σ = 8x1.00 + 8x1.00 + 2x1.00 = 18 Zef = Z – σ = 19-18 = 1.00 En el caso b) σ = 8x 0.85 + 8x1.00 + 2x1.00 = 16.8 Zef = Z – σ = 19-16.8 = 2.20 ¡ El electrón será más fuertemente atraído por el núcleo si se coloca en el orbital 4s que si lo hace en el 3d! Para completar el tema actual cabe señalar que el método SFC (Self – Consistent Field) de Hartree- Fock permite el cálculo de la carga nuclear efectiva considerando el potencial atractivo creado por el núcleo y un potencial repulsivo promedio que afecta a cada electrón debido a la existencia de otros electrones. Este planteamiento permite considerar en parte las repulsiones interelectronicas manteniendo la construcción orbital. 1.4 PROPIEDADES ATOMICAS Y SU VARIACION PERIÓDICA: RADIO ATÓMICO Y RADIO IÓNICO, POTENCIAL O ENERGÍA DE IONIZACIÓN, AFINIDAD ELECTRÓNICA O ELECTROAFINIDAD, ELECTRONEGATIVIDAD Y NÚMERO DE OXIDACIÓN RADIO ATÓMICO

El arreglo de la tabla periódica es útil para vaticinar los tamaños relativos a los átomos dentro de cualquier periodo o grupo. El radio atómico (radio de un átomo) es la distancia desde el centro del núcleo al electrón más externo. Los radios atómicos se miden con una unidad denominada el ángstrom, que lleva el nombre de un físico sueco. Un ángstrom (1A) es igual a 10-10 m. o un diez – mil millonésimo de un metro.

En cualquier grupo en la tabla periódica, cada elemento tiene un nivel de energía más que el elemento encima del mismo. Por lo tanto conforme descendemos a lo largo de un grupo particular, los radios atómicos de los elementos deberían aumentar.

2e- 2e- 2e- 8e- 2e- 2e- 8e-8e- 2e-

) ) ) ) ) ) ) ) )

1 2 1 2 3 1 2 3 4 4p 5n

12p 12n

20p 20n

Berilio (Be) Magnesio (Mg) Calcio (Ca)

Figura 6. Tamaños relativos de algunos elementos del grupo II A

Los radios atómicos de los elementos disminuyen conforme nos movemos de izquierda a derecha a lo largo de un periodo. La carga nuclear incrementada da lugar a una mayor atracción sobre los electrones en los niveles de energía internos, así que el átomo se contrae.

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2e- 1e- 2e- 2e- 2e- 3e-

) ) ) ) ) ) ) )

3p 4p 5p

Litio (Li) Berilio (Be) Boro (B)

Radio atómico =1.23A Radio Atómico = O.89A Radio Atómico = 0.82A

Figura 7. Radios atómicos de elementos químicos en el mismo periodo

Numerosas propiedades físicas, incluyendo la densidad, el punto de fusión y el punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos, pero el tamaño atómico es difícil de definir. La densidad electrónica en el átomo se extiende más allá del núcleo. En la práctica, por lo general se piensa en tamaño atómico como el volumen que contiene un 90% de la totalidad de la densidad electrónica alrededor del núcleo. Varias técnicas permiten estimar el tamaño de un átomo. Considérese en primer lugar los elementos metálicos. La estructura de los metales es muy variada, pero todos ellos comparten una característica: sus átomos están enlazados uno a otro en una extensa red tridimensional. Así es que el radio atómico de un metal es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes Para elementos que existen como moléculas diatómicas simples, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de los dos átomos en una molécula específica

Al estudiar las tendencias conviene tener en mente que los radios atómicos están determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los electrones. A mayor carga nuclear efectiva, los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. Considérese el segundo periodo de elementos del Li al F. Al desplazarse de izquierda a derecha, se encuentra que el número de electrones de la carga interna (ls2) permanece constante, mientras que la carga nuclear aumenta. Los electrones que se agregan para balancear la creciente carga nuclear efectiva aumenta constantemente mientras que el número cuántico principal permanece constante (n = 2). Por ejemplo, el electrón externo 2s del Litio es "protegido" del núcleo (que tiene 3 protones) por los dos electrones ls.

Como una aproximación, se puede suponer que el efecto de apantallamiento de los dos electrones ls cancela dos cargas positivas del núcleo. Entonces el electrón 2s sólo siente la atracción debida a un protón en el núcleo, o la carga nuclear efectiva es + 1. En el Berilio (ls2 2s2 ) cada uno de los electrones 2s es apantallado por los electrones internos ls, mismos que cancelan dos de las cuatro cargas positivas del núcleo. Como los electrones ls no se apantallan entre sí de modo tan eficaz, el resultado neto es que la carga nuclear efectiva de cada electrón 2s es mayor de +1. Así, a medida que aumenta la carga nuclear efectiva, el radio atómico disminuye constantemente del Litio al Flúor.

A medida que se desciende en un grupo, por ejemplo, el grupo lA, se encuentra que el radio atómico aumenta según aumenta el número atómico. Para los metales alcalinos la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo permanece constante (+l) pero n crece.

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Como el tamaño de los orbitales aumenta con el incremento del número cuántico principal n, el tamaño de los átomos metálicos aumenta del Li al Cs. El mismo razonamiento se puede aplicar a los elementos de los otros grupos.

Realice los siguientes ejercicios:

a) Enumere los siguientes elementos en orden de radio atómico creciente: Mg, K y Ca.

Use solamente la tabla periódica no busque los radios atómicos.

b) Enumere los siguientes elementos en orden de radio atómico decreciente: S, O, N y B.

Use solamente la tabla periódica no busque los radios atómicos.

RADIO IÓNICO

El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. Podemos considerar dos casos: 1. Que el elemento gane electrones. El electrón o electrones ganados se colocan en los orbitales vacíos, transformando el átomo en un anión. La ganancia de electrones por un átomo no metálico aislado es acompañada por un aumento de tamaño. Por ejemplo los halógenos, situados en el grupo 17, presentan una configuración electrónica en su último nivel, igual a ns2p5 , por tanto pueden acercar un electrón a su último nivel para adquirir la configuración electrónica de un gas noble, ns2p6 con lo que el elemento gana estabilidad y se transforma en un anión (ion con carga negativa),debido a que es fácil que completen el orbital p ganando un electrón, luego su carga nuclear será menor que la electrónica y la atracción que ejercerá el núcleo sobre los electrones será también menor. Por tanto, los radios iónicos, en este caso, son mayores que los atómicos. Al comparar el valor del radio atómico de cualquier elemento con el de su anión, éste es siempre mayor, debido a que la carga nuclear es constante en ambos casos, mientras que al aumentar el número de electrones en la capa mas externa, también aumenta la repulsión entre los mismos aumentando de tamaño el orbital correspondiente y por tanto también su radio iónico. 2. Que el elemento pierda electrones. Generalmente se pierden los electrones de valencia y el elemento se transforma en un catión. La pérdida de electrones por un átomo metálico aislado implica una disminución de su tamaño. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1 (alcalinos) tienen una configuración electrónica del tipo ...ns1; lo más fácil es que pierdan ese electrón del orbital del nivel superior, más débilmente atraído por el núcleo, y que adquieran la estructura electrónica del gas noble

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anterior. Por tanto, la carga nuclear será mayor que la electrónica, con lo que el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones, y el radio iónico será menor que el radio atómico. Otro ejemplo son los metales alcalinotérreos (grupo 2) que presentan una configuración electrónica en su último nivel igual a ns2.Cuando pierden estos dos electrones externos adquieren la configuración electrónica del gas noble que les precede en la tabla periódica, aumentando su estabilidad y transformándose en un catión con dos cargas positivas.

El valor del radio atómico del elemento es siempre mayor que el del correspondiente catión, ya que éste ha perdido todos los electrones de su capa de valencia y su radio efectivo es ahora el del orbital n-1, que es menor. Podemos generalizar diciendo que los iones cargados negativamente (aniones) son siempre mayores que los átomos de los que derivan, aumentando su tamaño con la carga negativa: los iones positivos (cationes), sin embargo, son siempre menores que los átomos de los que derivan, disminuyendo su tamaño al aumentar al carga positiva. Entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene mayor radio el de menor número atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga

POTENCIAL DE IONIZACIÓN O ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Cuando un electrón es apartado completamente de un átomo neutro, lo que resulta es una partícula cargada positivamente que se llama ion. Un ión positivo (llamado también un catión) es un átomo (o grupo de átomos) que ha perdido uno o más electrones. Un ión negativo (llamado también un anión) es un átomo (o grupo de átomos) que ha adquirido uno o más electrones.

El proceso de remover un electrón de un átomo neutro se denomina ionización.

Véase lo que sucede cuando un átomo neutro de Potasio se ioniza:

K K+1 + 1e-1

Átomo de potasio ion Potasio

El potencial de ionización (llamado también energía de ionización) de un elemento es la energía necesaria para apartar un electrón de un átomo aislado en estado fundamental de ese elemento. Mientras más alejado del núcleo esté un electrón, menos será atraído por la carga positiva del núcleo y menos energía se necesitará para apartar ese electrón del átomo. Por esta razón el electrón siempre es apartado del nivel de energía más externo. En cualquier grupo de la tabla periódica, el potencial de ionización disminuye conforme descendemos por el grupo.

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Dentro de cada periodo, el potencial de ionización generalmente aumenta de izquierda a derecha. Esto resulta por la disminución en el radio atómico (y por ende la mayor atracción entre el núcleo y los electrones externos) conforme nos movemos de izquierda a derecho en la tabla periódica. Los potenciales de ionización de los metales de transición en cada periodo no varían mucho, debido a que sus radios atómicos no varían mucho.

Se acostumbra expresar la energía de ionización en megajoules / mol o en Kilocalorías / mol.

En la siguiente tabla se presentan datos para un periodo y un grupo de la tabla periódica.

En un periodo En un grupo Símbolo I Símbolo I

Li Be B C N O F Ne

124 215 191 260 335 312 402 498

Li Na K Rb Cs

124 119 100 96 90

Tabla 9. Energías de Ionización en Kcal /mol

Las conclusiones más relevantes que pueden obtenerse de estos datos son:

Los elementos de la misma familia tienen una energía de

ionización similar, aunque decrece ligeramente según se avanza hacia abajo en la tabla periódica.

En un periodo, la energía de ionización tiende a crecer. Al principio del periodos se encuentran los elementos fácilmente ionizables (metales) y a la derecha las más difíciles de ionizar (no metales).

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AFINIDAD ELECTRÓNICA O ELECTROAFINIDAD

La capacidad de un átomo para adquirir un electrón adicional se denomina su afinidad electrónica y es otro factor importante que determina sus propiedades químicas. El proceso mediante el cual átomo neutro adquiere un electrón puede representarse de este modo:

Cl + e-1 Cl-1

La ecuación muestra que cuando un átomo neutro de Cloro recoge un electrón, se convierte en un ión cloruro negativamente cargado. Cuando el átomo de cloro recoge un electrón para formar un ión cloruro, da algo a cambio: energía. La cantidad de energía que el átomo de Cloro libera es una medición de su afinidad electrónica. La afinidad electrónica depende de la atracción entre un electrón y el núcleo de un átomo.

Conforme descendemos por un grupo, la afinidad electrónica de los elementos generalmente disminuye. Si se considera el grupo VIIA se aprecia una disminución en la afinidad electrónica en sus elementos; a excepción del Flúor cuya afinidad electrónica es baja debido según muchos científicos a la naturaleza especial de ese elemento y a que la afinidad del Cloro es muy elevada.

AFINIDAD CONFIGURACIÓN ELEMENTO ELECTRÓNICA EXTERNA Electronvolts (EV) ELECTRÓNICA F 3.6 2s2 2p5

Cl 3.75 3s2 3p5

Br 3.53 4s2 4p5

I 3.2 5s2 5p5

Tabla 10. Afinidades electrónicas de los elementos del grupo VIIA

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ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace. El uso de este concepto fue ideado por el químico estadounidense Linus Pauling a mediados del siglo XX. En la escala de Pauling se establece un valor máximo de 4 para la electronegatividad y corresponde al átomo de Flúor, que es el más afín por los electrones. Por otro parte, la electronegatividad mínima es 0.7 y corresponde al Cesio, que es el menos afín por los electrones de un enlace. En el caso de los gases nobles, prácticamente no se especifican valores de esta propiedad.

En la tabla de electronegatividad se observa que:

a) Los valores de electronegatividad crecen de izquierda a derecha en un periodo y de abajo hacia arriba en los grupos.

b) Los no metales tienen valores de electronegatividad mayores que los metales. c) Cuando se combinan dos elementos, la evaluación de la diferencia de sus

electronegatividades permite determinar el tipo de enlace que se presenta entre ellos.

Tabla 11. Tipo de enlace químico, de acuerdo con la diferencia de electronegatividades

ENLACE Diferencia de Electronegatividad entre los elementos

Propiedades y ejemplos

IÓNICO Mayor que 1.9

Formado por un metal y un no metal. Los compuestos iónicos tienen altos puntos de fusión y ebullición; son duros, quebradizos y malos conductores del calor y la electricidad. Sus estructuras son ordenadas. Cuando se funden o disuelven en disolventes polares son buenos conductores de la electricidad. Ejem: NaCI, Cs2O, LiF.

COVALENTE Menor que 1.9

Formado entre elementos no metálicos. Los compuestos covalentes muestran variedad en los puntos de fusión y ebullición; son aislantes eléctricos y térmicos. Están formados por moléculas con geometrías definidas. Ejem: CH4, NH3, C6H6, F2.

METÁLICO Menor que 1.9

Formado por elementos metálicos. Los metales son sólidos, con puntos de ebullición y fusión altos. Son densos, brillantes, maleables y excelentes conductores de calor y la electricidad, ya que sus electrones no están localizados. Ejem: Fe. Na, aleaciones (bronce), Au.

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Predicción del tipo de enlace usando la escala de electronegatividad de Pauling. La escala más usada para medir electronegatividades se basa en una desarrollada por Linus Pauling. El observó que cuando se combinan los átomos de diferentes electronegatividades, sus enlaces son más fuertes de lo esperado. Se cree que son dos los factores que contribuyen a la fuerza del enlace. Uno de ellos es el enlace covalente entre los átomos. El otro es la unión adicional producida por una atracción entre los extremos opuestamente cargados del enlace dipolo. La fuerza extra del enlace se atribuyó entonces a la unión adicional y Pauling utilizó este concepto para desarrollar su tabla de electronegatividades. Cuando se tenga algún interés en conocer algo acerca de la polaridad de un enlace, tal vez dicho interés se base en la diferencia de las electronegatividades entre los dos átomos unidos por el enlace. Si la diferencia es pequeña, el enlace será relativamente no polar, pero si es grande, el enlace será polar. Si la diferencia en la electronegatividad es muy grande, el par de electrones se concentrará casi en forma exclusiva alrededor del átomo más electronegativo y el enlace será iónico. Se ve por consiguiente, que el grado del carácter iónico del enlace, según sea medido por la cantidad por la carga soportada de los átomos en cada extremo podrá variar desde cero hasta un 100%, dependiendo de las electronegatividades de los átomos unidos. Por ultimo, vale la pena tomar nota de las tendencias de electronegatividad dentro de la tabla periódica. Se observará que los elementos más electronegativos se encuentran en la parte superior derecha de la tabla; los menos electronegativos se encuentran en la parte inferior izquierda. Esto consiste con las tendencias de la energía de ionización (El) y de la afinidad electrónica (AE). Es también consistente con las observaciones realizadas en donde los átomos procedentes de los extremos opuestos de la tabla —Litio y Flúor, por ejemplo— forman enlaces que son esencialmente iónicos y que átomos como el Carbono y el Oxígeno forman enlaces covalentes que sólo son poco polares.

Tabla 12. Tabla de electronegatividades de Pauling

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NÚMERO DE OXIDACIÓN

Los químicos que han estudiado la forma como se combinan los elementos para formar compuestos han descubierto ciertas tendencias. Parece que los elementos tienden a forma iones con cargas específicas o tienden a formar solamente un cierto número de enlaces covalentes. Para describir este fenómeno, los químicos han elaborado un sistema para indicar cómo se combinan los elementos para formar compuestos. Este sistema implica la asignación de números de oxidación en las sustancias que intervienen en la formación de un compuesto. Un número de oxidación es el número positivo o negativo que expresa la capacidad combinante de un elemento en un compuesto particular. Los números de oxidación no siempre son reales, sino que son “herramientas” creadas por los químicos para propósitos de contabilidad. El número de oxidación puede ser positivo o negativo dependiendo de si el elemento tiende a atraer electrones fuertemente o a darlos.

Otra clasificación que resulta importante conocer y es de gran utilidad en la nomenclatura es la que nos brinda información sobre la capacidad de combinación de los elementos o sea su valencia así como su estado o número de oxidación. Existe una clasificación que ubica a los elementos representativos en ocho grupos identificados como A y a los de transición en B. Los elementos representativos son conocidos así porque el número de grupos representa la cantidad de electrones en su capa de valencia o sea el último nivel y la cantidad de electrones en esa capa nos indica la valencia máxima que el elemento puede presentar. La valencia de un elemento se refiere a la capacidad de combinación que presenta; en el caso de los no metales se relaciona con el número de átomos de Hidrógeno con que se puede enlazar y en los metales con cuántos átomos de Cloro se une. Ejemplos: El Calcio se puede unir a dos átomos de Cloro por lo que su valencia es dos: CaCl2El Oxígeno forma agua uniéndose a dos Hidrógenos, su valencia también será dos: H2O El Nitrógeno se une a tres Hidrógenos en la formación de Amoníaco, su valencia es tres: NH3. En la nomenclatura de las sustancias inorgánicas resulta de mayor importancia aún conocer el estado de oxidación, este regularmente es la valencia con un signo que expresa la carga adquirida por el elemento al enlazarse con otros diferentes a él; es decir, átomos de distinta electronegatividad. El estado o número de oxidación generalmente expresa la cantidad de electrones que un átomo aporta en la formación de enlaces con otros átomos de elementos diferentes. Ejemplos: El Calcio se une al Cloro formando el compuesto CaCl2; en este caso el Calcio tiene estado de oxidación +2 ya que emplea dos electrones al unirse con el Cloro quien presenta -1, al emplear sólo un electrón. El Oxígeno forma Agua al unirse con un estado de oxidación de -2 con el Hidrógeno que presenta +1. Existen compuestos que nos permiten establecer diferencias entre valencia y número de oxidación.

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Ejemplos: El Oxígeno al formarse el Peróxido de Hidrógeno presenta valencia dos mientras que su número de oxidación es -1; su fórmula es H2O2 y puede representarse con una estructura en donde se aprecia que cada Oxígeno solo emplea un electrón para unirse al Hidrógeno quien sería el átomo diferente; aún sin embargo son dos los enlaces que forma. Caso similar podemos observar en el Benceno cuya fórmula es C6H6 y los estados de oxidación del Hidrógeno es +1 y para el carbono -1. Aquí observamos que el carbono forma cuatro enlaces por lo que su valencia es cuatro; su número de oxidación es -1 ya que sólo con un enlace se une a otro elemento diferente. LOS NUMEROS DE OXIDACION EN LA TABLA PERIODICA El conocer la posición del elemento en la Tabla Periódica nos resulta de gran utilidad para determinar su número de oxidación; Los metales presentan cargas positivas y los no metales suelen presentar negativas aunque también pueden ser positivos dependiendo del compuesto que forme. Los elementos representativos suelen presentar número de oxidación de acuerdo al grupo en que se ubican; el número de grupo nos dice el estado de oxidación máximo del elemento. Los elementos pueden presentar varios estados de oxidación y estos dependen del número de grupo; si el grupo es par, los elementos tendrán cargas positivas pares desde el cero hasta el número de grupo. Si es impar, las cargas serán impares. Los elementos no metálicos al combinarse con elementos de menor electronegatividad tienden a adquirir cargas negativas, y esta será en un número que permita completar ocho, al sumar el número de grupo con la cantidad de carga. Así tenemos que: el grupo VII A adquieren -1, en el VI A -2, los del V A -3 y algunos del IV A -4. Los elementos de transición regularmente presentan estado de oxidación +3; los grupos I y II suelen tener +1 y +2 como ocurre en Cu+1, Ag+1, Au+1 en el grupo I B y Zn+2, Cd+2 y Hg+2 del II B; también suele presentarse Cu+2, Au+3 y Hg+1. Los elementos de transición pueden adquirir números de oxidación positivos de acuerdo también al número de grupo como máximo. LOS NUMEROS DE OXIDACION EN UN COMPUESTO Los elementos que integran un compuesto presentan un estado de oxidación que puede determinarse de acuerdo al conocimiento que tenemos de su colocación en la tabla, algunos elementos suelen presentar sólo un estado de oxidación, pero otros se comportan de manera diferente dependiendo de las características de los elementos con que se combinen o también de las condiciones de reacción o ambientales en que se encuentre. Lo anterior se toma en consideración para determinar que número de oxidación presenta cada elemento en un compuesto.

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REGLAS ARBITRARIAS PARA ASIGNAR NUMEROS DE OXIDACON

1. Los elementos libres o moleculares que no estén combinados con otro diferente presentan carga cero.

2. La suma algebraica de los números de oxidación en los integrantes de un compuesto debe ser igual a cero. En un ion será igual a la carga del ion.

3. Los elementos del grupo I A, II A y III A invariablemente presentan carga de +1, +2 y +3 respectivamente.

4. Generalmente la carga negativa corresponde al elemento más electronegativo y todos lo demás serán positivos.

5. En el Oxígeno es -2, con excepción de los peróxidos por existir enlace entre los oxígenos, será -1.

6. En el Hidrógeno es +1, con la salvedad de combinaciones con elementos de menor electronegatividad que él, como en el caso de los hidruros.

Ejemplos: FeCl3

El Cl es -1 por ser más electronegativo y el Fe es +3 al establecer la suma (-1)3 + 3 = 0. Bajo otras condiciones el Fe será +2 con la fórmula FeCl2

KMnO4 El K es +1 ya que su grupo es IA. El O es -2 ya que es el más electronegativo; mientras tanto al Mn le corresponde +7. La suma algebraica será +1+7+(-2)4 = +1+7-8=0.

H2O2 El O será negativo por ser el más electronegativo, pero será -1 ya que existe un enlace entre los Oxígenos. Al H le corresponde +1 según la suma (+1)2 + (-1)2 = 0.

LiH Caso en el cual el H por ser más electronegativo que el metal presentará estado de oxidación de -1 y el Li +1

1.5 APLICACIONES E IMPACTO ECONÓMICO O AMBIENTAL DE ALGUNOS

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

Fierro (Fe)

En la naturaleza el hierro se encuentra como hematita, magnetita negra y teconita. Del proceso de obtención del Fierro da como resultado moléculas de CO2 que se libera al ambiente ocasionando daños ambientales terribles como disminución de la capa de ozono, problemas de salud sobrecalentamiento de la tierra, muerte de flora y fauna.

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El hierro es el más barato, abundante, útil e importante de todos los metales. En la actualidad, la mayor parte de la producción mundial de este elemento se obtiene en una instalación llamada alto horno. Además con la proporción adecuada de Carbón (0.15 a 0.85%) se logra la fabricación del acero, que es mucho más resistente que el Hierro puro. Y con la adición de Níquel, Cromo o Cobalto se produce el acero inoxidable. Sin duda el establecimiento acerero más importante de México es la Siderúrgica Lázaro Cárdenas , en Michoacán. Ha llegado a procesar diez millones de toneladas de acero por año. La importancia de este elemento es clave en la industria de la construcción y de la fabricación de máquinas y herramientas. Plata (Ag)

Los minerales principales donde se presenta la Plata en la naturaleza, son tratados con una solución de cianuro sódico (NaCN), dando como uno de los productos una solución Ag (CN-2 ) y éste, se separa de la solución por reducción con Zinc metálico, obteniéndose así Plata pura y una solución con iones de cianuro de Zinc, Zn (CN-2). Esta solución irá como desecho a las coladeras y expulsado a los ríos matando la flora y fauna marina. Tanto la Plata como el Oro todavía son económicamente importantes. La Plata ha sido utilizada tradicionalmente por siglos para la fabricación de monedas. Además como es un buen conductor de la electricidad, es económicamente importante para la industria de equipos especiales, tanto como para las aleaciones y las de plateado. Sin embargo en los últimos tiempos, el consumo de Plata ha excedido la producción. Las monedas de Plata han sido extinguidas.

Aluminio (Al)

Algunas de las propiedades que hacen tan útil al Aluminio son:

Maleabilidad y ductilidad

Conductividad eléctrica

Conductividad térmica

Resistencia a la corrosión

Aleaciones útiles que forman

Color y lustre

Alta

Alta

Alta

Alta

Bronce de Aluminio, alnico

Blanco plateado, brillante

Tabla 13. Propiedades del Aluminio

A excepción del Hierro, el Aluminio es el metal más usado en el mundo entero. Las industrias de automóviles y de aviones emplean aluminio como componente estructural debido a su resistencia y baja densidad. La reducción de peso gracias al Aluminio en autos y aviones ha reducido el consumo de combustible en los Estados Unidos de América.

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Carbono (C)

El Carbono en la naturaleza se encuentra como diamante o grafito. Los estados amorfos del grafito, coque, Carbón vegetal, negro animal y negro de humo son muy empleados en la industria, de ahí su importancia económica. El negro animal se usa en la coloración de cintas para máquina de escribir, papel Carbón y se utilizaba en los antiguos discos musicales. Su obtención a través de la combustión del metano, no representa riesgo ambiental. Debido a la enorme área superficial de los materiales amorfos, como el carbón vegetal activado, las impurezas polares son quimiadsorbidas en las superficies del carbono. De aquí su empleo en las máscaras contra gases y en la purificación del agua.

El carbón en la forma de coque, es el más importante agente industrial de reducción.

El coque se obtiene por destilación destructiva de la hulla grasa. Según la temperatura requerida se produce CO2, CO o el Carburo del metal. Los dos primeros productos son incorporados a la atmósfera propiciando estragos ambientales terribles.

Durante el proceso de fibras de carbón, pequeños filamentos se rompen y circulan en el aire como carbón y puede ser inhalado por los trabajadores. Esto trae riesgos en la salud. Por lo tanto se recomienda trabajar estos materiales con máscaras.

Azufre (S)

El Azufre tiene dos formas sólidas llamadas rómbica y monoclínica, en fase líquida se presenta en forma molecular como S8, y como gas se han identificado moléculas de S8, S4 y S2. Es importante en la fabricación de cerillos, de la pólvora negra y de diversos productos farmacéuticos. En la industria química sirve para preparar anhídrido sulfuroso, sulfuro de carbono, tiosulfatos, etc.

La importancia económica del Azufre radica en su facultad para combinarse con demás elementos, sus usos son muy diversos: en la elaboración de insecticidas, pigmentos, plásticos y primordialmente, de ácido sulfúrico, un compuesto básico para la industria. El ácido sulfúrico, por su volumen de producción, es el producto químico más importante en el mundo, de ningún otro se fabrican tantas toneladas por año. El proceso actual para obtener el ácido sulfúrico es la combustión de Azufre con Oxígeno y la posterior disolución en agua del producto obtenido ( el gas trióxido de Azufre, SO3).

En forma natural el azufre se presenta en yacimientos de origen volcánico y en domos salinos, los que abundan en México en el istmo de Tehuantepec, de donde se extrae por inyección con agua caliente o vapor. Recientemente PEMEX incrementó su producción de Azufre, mediante la recuperación del sulfuro de Hidrógeno que acompaña al gas natural y de los productos azufrados que vienen mezclados con el petróleo crudo.

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Cloro (Cl)

El Cloro, económicamente hablando tiene su significativa importancia ya que es utilizado en la industria, y ésta es la base de la economía mundial.

La exposición de Cloro gaseoso en el ambiente es muy venenoso y afecta las cadenas alimenticias. Sin embargo, el Cloro, como purificador de agua es muy importante. Cuando se añade Cloro al agua, el Cloro reacciona con las bacterias presentes y las destruye. El uso del Cloro como germicida se ha generalizado en las albercas y se emplea además como antiséptico y desinfectante en la preparación industrial de muchos compuestos diferentes.

ELEMENTOS CONTAMINANTES

Contaminación con metales pesados

Los iones de metales pesados que originan mayor preocupación en relación al agua son los cationes de Pb, Hg y Cd. Estos elementos son tóxicos; aún en cantidades reducidas, sus iones pueden enlazarse a las proteínas de nuestros cuerpo, impidiendo así que las mismas funcionen de manera apropiada. Los efectos del envenenamiento con metales pesados son graves. Entre ellos se incluyen daños al sistema nervioso, riñones e hígado, posible retraso mental y hasta la muerte.

Los iones de metales pesados no se eliminan como desechos conforme avanzan por la cadena alimenticia. Aún cuando su nivel original sea tan bajo como 2 o 4 partes en mil millones, estos iones se concentran en los cuerpos de peces y mariscos. Estos elementos acuáticos se tornan peligrosos para los humanos y otros animales que los ingieren.

El Pb, Hg y Cd tienen más probabilidades de causar daños porque se usan ampliamente. Estos iones metálicos llegan a los arroyos y ríos transportados por aguas residuales por la industria y (en caso de Plomo) provenientes de emisiones de automóviles que consumen gasolina con Plomo. Es complicado detectar en el agua iones de metales pesados en bajas concentraciones y eliminarlos del agua es difícil y caro. Lo que es conveniente y cuesta menos es impedir que estos iones penetren en las vías acuáticas.

Plomo (Pb)

La mayor parte del Plomo de nuestro entorno proviene de actividades humanas. El Plomo y sus compuestos se han empleado en alfarería, baterías eléctricas para automóviles, soldadura, recipientes de cocina, plaguicidas y pinturas para el hogar.

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Casi todo el Plomo que ingerimos se elimina en la orina. Sin embargo, en Estados Unidos alrededor de un niño entre cada nueve menores de seis años posee un nivel peligrosamente alto de Plomo en su sangre.

Mercurio (Hg)

Único elemento metálico que es líquido al ambiente. Su símbolo proviene de hidrargyrum que significa Plata líquida. El Mercurio tiene varios usos importantes, algunos derivados específicamente de su estado líquido. Este elemento es un excelente conductor de electricidad, se emplea en interruptores de luz “silenciosos”, Se le encuentra en termómetros ambientales y clínicos, termostatos, lámparas de vapor de Mercurio, bombillas fluorescentes y algunas pinturas.

En forma de elemento líquido puro, el Hg no es particularmente peligroso. Sin embargo, el mercurio líquido se evapora lentamente y su vapor es muy dañino. Por ello debe evitarse exponerse a este elemento.

Ciertos compuestos de Mercurio son de utilidad como antisépticos, funguicidas y plaguicidas. El mercurocromo se emplea en las heridas para matar bacterias.

Cadmio (Cd)

Las propiedades del Cadmio son similares a las de Zinc; estos dos metales suelen hallarse juntos. El acero galvanizado se recubre electrolíticamente con Zinc y normalmente contiene 1% de Cadmio. El Cadmio se usa en fotografía y en la fabricación de pinturas; también es un componente de las baterías de Niquel – Cadmio (NiCd) y de ciertas soldaduras especiales.

El Cadmio es un elemento muy tóxico. Algunos casos de envenenamiento con este metal se han debido al uso de utensilios de cocina recubiertos con Cadmio. En dosis bajas produce dolor de cabeza, tos y vómito. Si la exposición es prolongada, los iones Cadmio (Cd+2) pueden acumularse en el hígado y los riñones y causar daños irreversibles. Estos iones también pueden reemplazar algunos iones Calcio (Ca+2) en los huesos, lo que produce dolorosas enfermedades en los mismos. El Cadmio crea problemas de salud mayores a los humanos cuando se inhala que cuando se ingiere. El humo el tabaco es una fuente importante de Cadmio inhalado.

Cobre (Cu)

La importancia del Cobre radica en la producción de toda especie de cables y alambres de transmisión eléctrica y tuberías. Estados Unidos es el más grande productor de Cobre en el mundo y en 1989 proveía el 17% de la producción total.

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El Cobre en la naturaleza se presenta de maneras distintas, pero nunca solo. Uno de ellos, el mineral sulfurado (Cu2S) naturalmente rico, se tuesta en un horno por el que se hace pasar una corriente de aire, el aire elimina parte del Azufre, en forma de dióxido y se obtiene cobre. Puesto que el dióxido de Azufre es liberado, reacciona con el Oxígeno ambiental formando SO3, éste al reaccionar con el agua de las nubes forma el tan temido ácido sulfúrico (H2SO4) que se precipita junto con el agua de lluvia convirtiéndose ésta en lluvia ácida y afectando la salud, el medio ambiente y las edificaciones.

Ingestas accidentales de grandes cantidades de cobre por medio de comidas o bebidas contaminadas pueden causar trastornos gastrointestinales, y la inhalación de gases puede causar fiebre de humos metálicos. Sin embargo, ningún envenenamiento crónico del cobre ha sido reportado. Los humanos toleran dosis orales bastantes grandes de cobre sin efectos dañinos.

PROPIEDADES DEL COBRE

Maleabilidad y ductilidad

Conductividad eléctrica

Conductividad térmica

Reactividad química

Resistencia a la corrosión

Aleaciones útiles que forman

Color y lustre

Alta

Alta

Alta

Alta

Relativamente baja

Bronce, latón

Rojizo, brillante

Tabla 14. Propiedades del Cobre

Debido a sus propiedades los usos que posee son:

Eléctricos: 60% del uso total. Motores, generadores, distribución de electricidad,

equipo de comunicación y cableado de casas.

No eléctricos: 40% del uso total: Plomería, techos, monedas, joyería, ollas y cazuelas,

casquillos, maquinaria para preparar alimentos, radiadores de automóviles.

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Con la finalidad de aumentar su aprendizaje en los efectos ambientales de elementos químicos y compuestos construya un cuadro de aplicaciones consultando las siguientes páginas: http://www.educaplus.org/sp2002/index_sp.phphttp://www.librys.com/quimicas/index.html http://www.earthandsea.org/gasesdeefectoinvernadero/index.htmlhttp://www.lenntech.com/espanol/tabla-periodica.htm

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UNIDAD II ENLACE, ESTRUCTURA Y PROPIEDADES EN COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS 2.1 CONCEPTO Y CLASIFICACIÓN DE ENLACE QUÍMICO INTRODUCCIÓN Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas y cristales. Los estados de agregación de la materia sólido, líquido y gaseoso, dependen de estas fuerzas de enlace y éstas también determinan la forma física de las moléculas, es decir, que sean esféricas o planas, rígidas o flexibles. Una vez establecido el principio del orden, consistente en estructurar los átomos mediante las regiones espacio energéticas de manifestación probabilística electrónica(orbitales), se comprende cómo los átomos forman enlaces moleculares. Corresponde analizar el enlace químico como la fuerza que une a dos átomos o iones de carga opuesta. Al unirse los átomos, la materia sufre una transformación; de igual manera, si rompemos esta unión, estamos realizando un cambio en la estructura de la materia. En toda transformación que sufre la materia existe formación o ruptura de diferentes tipos de enlace y los átomos se combinan para formar diferentes tipos de partículas, moléculas o iones. La formación de enlaces libera energía, mientras que la ruptura de ellos requiere de energía. La cantidad de energía necesaria para separar los átomos de un enlace se llama energía de enlace. CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO Desde la época de los alquimistas medievales, quienes idearon técnicas especiales e instrumentos adecuados para investigar las propiedades fundamentales de la materia, se han realizado una serie de estudios para tratar de explicar la fuerza que mantienen unidos a los átomos y constituir todo tipo de sustancias, es decir, determinar el enlace químico. El concepto de enlace químico fue empírico durante mucho tiempo, Descartes suponía que algunos átomos tenían ganchos y otros poseían una especie de arillos, de esta manera el gancho entraba en el arillo y los dos átomos se unían. No fue sino hasta el siglo XIX que, con los experimentos sobre la electrólisis del agua realizados por Nicholson y Carlisle se empezó a sospechar que el enlace químico era de naturaleza eléctrica. El mismo tipo de experimento llevaron a Berzelius en 1812 a hablar de la atracción electrostática entre iones de carga opuesta, y finalmente, en el siglo XX con el descubrimiento del electrón se comprendió que los responsables del enlace químico son justamente los electrones. De esta manera se concluyó que: EL ENLACE QUÍMICO ES UN FENOMENO ESENCIALMENTE ELECTRÓNICO.

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En la actualidad este concepto es aceptado. El enlace químico está relacionado con el desplazamiento de los electrones y de acuerdo con qué tan pequeño o grande sea éste, los compuestos presentan sus propiedades. Con esta nueva idea sobre la naturaleza del enlace químico, se comprendió que para la formación de los compuestos, los átomos deben ceder o compartir electrones, pero independientemente de la forma en que lo hagan, el resultado final debe ser la unión de los átomos. Para que haya un enlace químico, el balance final de todas las interacciones que se producen entre los núcleos y los electrones de los átomos involucrados debe ser atractivo. De ahí que: UN ENLACE QUÍMICO ES LA INTERACCIÓN ATRACTIVA TOTAL ENTRE DOS O MÁS ÁTOMOS CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS Para su estudio, los diferentes tipos de enlaces se agrupan en tres tipos básicos. Iónico ENLACES No polar QUÍMICOS Covalente Polar Coordinado Metálico

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Los electrones de la configuración electrónica externa ( electrones de valencia ) no sólo explican la estructura del átomo, sino también los tipos de enlace que se forman al perder, ganar o compartir electrones. En Química, los átomos y moléculas son las unidades más importantes para el enlace químico. El enlace químico depende de la energía contenida en cada uno de ellos y de la posibilidad de un choque, colisión o encuentro con otros átomos cercanos a sus orbitales incompletos y principalmente a los de la configuración electrónica externa. Varios factores influyen en el tipo de enlace: 1.- Energía de ionización 2.- Afinidad electrónica 3.- Electronegatividad 4.- Radio atómico El choque depende también del equilibrio que exista entre las fuerzas de cohesión o de repulsión entre los átomos o moléculas. Al formar el enlace los átomos ganan, pierden o comparten electrones tratando de completar ocho electrones en su configuración electrónica externa, para ser estables como lo son los gases raros o nobles de la octava familia. El enlace iónico es una forma de unión química de los átomos en la que los electrones se transfieren de un átomo a otro de manera que los átomos tengan al final capas electrónicas totalmente llenas. En el caso del cloruro de potasio, cada átomo de potasio pierde un único electrón, que es ganado por el átomo de cloro. Cuando se transfieren los electrones, que tienen carga negativa, los átomos de los que proceden se convierten en iones positivos, o cationes, mientras que aquellos a los que se añaden se convierten en iones negativos, o aniones. Los cationes y los aniones se atraen mutuamente con gran intensidad, y se ubican en una red regular en la que los vecinos son de signo opuesto. El enlace covalente se caracteriza porque los electrones se comparten entre dos átomos de manera equitativa, quedando éstos en medio de los dos núcleos de los átomos. Para explicar como ocurre el proceso de formación del enlace se emplean los conceptos de mecánica cuántica. En el caso de los compuestos covalentes, éstos no conducen la corriente eléctrica, por lo que es necesario utilizar otro modelo de enlace para explicar las propiedades del mismo. En un enlace metálico, la plata, un metal típico, consiste en una formación regular de átomos de plata que han perdido cada uno un electrón para formar un ión plata. Los electrones negativos se distribuyen por todo el metal formando enlaces no direccionales o deslocalizados con los iones plata positivos. Esta estructura, conocida como enlace metálico, explica las propiedades características de los metales: son buenos conductores de la electricidad al estar los electrones libres para moverse de un sitio a otro, y resultan maleables porque sus iones positivos se mantienen unidos por fuerzas no direccionales. Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas. Las fuerzas de atracción explican la cohesión de las moléculas en los estados líquido y sólido de la

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materia, y se llaman fuerzas de largo alcance o fuerzas de Van Der Waals en honor al físico holandés Johannes Diderik Van Der Waals. Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, el rozamiento, la difusión, la tensión superficial y la viscosidad. La fuerza de Van Der Waals es una fuerza intermolecular atractiva, pero poco intensa, que se ejerce a distancia entre moléculas. Son fuerzas de origen eléctrico que pueden tener lugar entre dipolos instantáneos o inducidos y entre dipolos permanentes. 2.2 ESTRUCTURA DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO El modo de atribuir los electrones más externos o de valencia en una molécula es mediante la llamada estructura, fórmula electrónica o fórmula de Lewis y sirve para ilustrar el enlace químico. En este tipo de estructura, los electrones de valencia de cada átomo se representan por medio de puntos, cruces o círculos alrededor del elemento. La estructura de Lewis se conoce como estructura de electrón punto. Ejemplos: H .. .. .. .. .. .. .. .. H : Cl: H: C :H H: O :H : F : O: F : : Cl : Cl : .. .. .. .. .. .. .. .. H Los puntos representan los electrones de valencia y un par de puntos entre dos átomos índica la localización de un enlace covalente. Otra forma de indicar un par compartido de electrones es mediante una línea entre los símbolos de los dos átomos que forman el enlace covalente, así que las estructuras anteriores se representan mediante las fórmulas estructurales siguientes: H l H-Cl H- C - H H - O –H F- O- F Cl – Cl l H En 1916 W. Kossel y G. N. Lewis propusieron un esquema para explicar el enlace entre los átomos, denominado la regla del octeto, la cual establece: Los átomos ganaran o perderán electrones hasta adquirir un grupo estable de ocho electrones en su capa de valencia, es decir, un octeto. Las estructuras de mayor estabilidad en la configuración electrónica son la de los elementos del octavo grupo.

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La regla del octeto es aplicable para los gases nobles o raros ; los cuales forman muy pocos compuestos (por ser de naturaleza no reactiva), los cuales tienen una terminación en ns2 y np6 que al sumar sus electrones dan ocho. Algunos ejemplos para analizar son los siguientes: He, Cl, Br, C, N, O, Ne, Kr, I, S, P, B, F. Una limitación de esta regla podría ser que por lo mismo de que no existe una cantidad considerable de gases nobles (que en su capa externa tienen ocho electrones) no es muy aplicable para los demás. El átomo de Sodio es un buen ejemplo para ilustrar la regla del octeto. El Sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente su electrón 3s: Na Na+ + 1e 1s2 2s22p63s1 1s22s22p6 + 1e Àtomo de Sodio Ion Sodio Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de valencia y alcanzar la configuración estable de ocho electrones. El Cloro es un ejemplo: Cl + 1e Cl-

1s22s23p63s23p5 1s22s22p63s23p6 Àtomo de Cloro Ion de Cloro MÉTODO GENERAL PARA OBTENER ESTRUCTURAS DE LEWIS

a) Observar el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto, a partir de su fórmula química. b) Determinar el número de electrones de valencia que tiene cada átomo, para lo cual

puede utilizar su posición en la tabla periódica. Con esta información también conoce el número total de electrones de valencia que va a utilizar para construir la estructura de puntos. c) Dibuje una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello una a los átomos

presentes entre sí con líneas rectas (éstas representan pares de electrones compartidos, o sea, enlaces sencillos). Este paso puede resultar difícil, ya que no es común contar con suficiente información para esbozar el esqueleto. Sin embargo, y a menos que tenga alguna otra información, asuma que en moléculas sencillas que tienen un átomo de un elemento y varios átomos de otro, el átomo único está en el centro.

d) Coloque los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada uno tenga ocho electrones (para cumplir con la regla del octeto). Recuerde que el hidrógeno es una excepción y tan sólo tendrá dos puntos.

e) Verifique que el número total de electrones de valencia esté plasmado en su estructura. Si no es el caso, posiblemente se trate de un compuesto que no satisface la regla del

octeto.

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Como un ejemplo del empleo de estas reglas, en la siguiente tabla se resume la determinación de la estructura de puntos del cloroformo, CHCl3. El compuesto cumple con la regla del octeto y al completar los octetos de carbono y cloros nos encontramos con los 26 electrones de valencia en total. Tabla 15.Determinación de la estructura de Lewis del CHCl3. Molécula

Tipo y número de átomos

Electrones de valencia de cada átomo

Número total de electrones de valencia

Estructura del esqueleto

Arreglo de los puntos

CHCl3

C=1 H=1 Cl=3

C=4 H=1 Cl=7

C=1x4=4 H=1x1=1 Cl=3x7=21 TOTAL=26

MOLÉCULAS CON ENLACES DOBLES Y TRIPLES Analice el caso del dióxido de carbono (CO2) y trate de dibujar su estructura de puntos. En la siguiente Tabla se resumen la información necesaria y las estructuras posibles para esta molécula. Otros ejemplos de moléculas con enlaces múltiples son el cianuro de hidrógeno, HCN y el formol, H2CO. Dibuje sus estructuras de Lewis. Tabla 16.Determinación de la estructura de puntos del CO2. Molécula

Tipo y número de átomos que forman la molécula

Electrones de valencia de cada átomo

Número total de electrones de valencia

Estructura del esqueleto

Arreglo de los puntos

CO2

C=1 O=2

C=4 O=6

C=1 x 4=4 O=2 x 6=12 TOTAL=16

O-C-O

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LIMITACIONES DE LA REGLA DEL OCTETO Como todo modelo, las estructuras de Lewis y la regla del octeto, son solamente una herramienta que permite proponer la estructura de los compuestos. Sin embargo, la naturaleza es complicada y no siempre se cumplen las reglas inventadas para simplificarla. Hay compuestos que no satisfacen la regla del octeto ni ninguna otra regla. Por ejemplo el NO, que es un gas subproducto de la combustión de la gasolina en los automóviles y uno de los contaminantes más importantes de la atmósfera, tiene 11 electrones de valencia. Dado que la regla del octeto demanda que los electrones se acomoden por parejas, al tener un número impar de electrones de valencia, este compuesto no puede satisfacerla. Existen compuestos estables que tienen como átomo central a uno con menos de ocho electrones. Tal es el caso de algunos compuestos de Boro, como el trifloruro de Boro. El Boro tiene tres electrones de valencia, que al compartirse con los electrones del flúor completa seis electrones a su alrededor.

Figura 8. Estructura de Lewis del BF3. Podríamos escribir la estructura del BF3 con un enlace doble entre un flúor y el átomo de boro. De esta forma tanto el boro como los tres átomos de flúor cumplirían la regla del octeto. Sin embargo, la evidencia experimental indica que los enlaces entre el boro y el flúor son sencillos. Aquí es importante resaltar que la evidencia experimental es más importante que lo que se pueda predecir con la teoría. Así, el experimento indica que el compuesto BF3 se tiene que tratar como un compuesto que no satisface la regla del octeto. La regla del octeto no se cumple en una gran cantidad de compuestos, como en aquellos en los que participan el boro o el berilio a los que se les llama compuestos deficientes de electrones, porque tienen menos electrones de valencia que un octeto. Existen otros compuestos moleculares en los cuales alguno o algunos de sus átomos tienen con más de ocho electrones a su alrededor. El fósforo y el azufre son dos ejemplos. El fósforo tiene cinco electrones de valencia y el azufre seis. Cuando se combinan con algún elemento de la familia de los halógenos (flúor, cloro, bromo y yodo) pueden compartir diez (Ej. PF5) y hasta doce electrones. (SCl6), que se muestran en la Figura

Figura 9. Estructura de Lewis del pentacloruro de fósforo y el hexafluoruro de azufre. A esta situación se le conoce como expansión del octeto.

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2.3 ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE El enlace iónico o electrovalente se forma por transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Como consecuencia, se forman iones (átomos con carga). Los compuestos resultantes se llaman electrovalentes y la valencia o carga del ión resultante es el número de electrones cedidos o ganados, al cambiar de la forma atómica a la iónica. 2.3.1 REQUISITOS PARA LA FORMACIÓN DE ENLACE IÓNICO Este enlace se produce cuando chocan estructuras diferentes al intercambiar electrones. El elemento más electropositivo cede o pierde electrones y se convierte en ión con carga positiva o catión; por su parte, el más electronegativo gana o capta los electrones que necesita para completar el octeto, transformándose en ión con carga negativa o anión. El Cloruro de Sodio (sal común de mesa) es un sólido iónico muy conocido. La reacción entre el metal Sodio y el gas Cloro para formar Cloruro de Sodio se escribe de la siguiente manera: 2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) Cada átomo de Sodio transfiere un electrón a cada átomo de Cloro para formar Na+1 y Cl-1 . PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS a) El carácter del enlace entre los átomos depende de la diferencia de electronegatividad. b) La electronegatividad varía con la energía de ionización y la afinidad electrónica. c) Fundidos o en solución acuosa son conductores de la corriente eléctrica. d) Son solubles en agua y en general en solventes polares. e) La forma del cristal es geométrica ( Cúbica, rómbica, hexagonal). No se forman verdaderas moléculas sino redes cristalinas. f) La estructura de los compuestos iónicos pueden analizarse mediante cristalografía con rayos x. g) También mediante espectroscopia, con rayos infrarrojos se pueden identificar los compuestos iónicos. h) La fuerza de enlace aumenta con la diferencia de electronegatividades. i) En solución son químicamente activos. FORMACIÓN DE IONES Como es sabido, existen compuestos iónicos en los que el Sodio se convierte en ión positivo con una sola carga y el Calcio se convierte en un ión positivo con dos cargas. Al examinar los números de los principales grupos de la tabla periódica (grupos 1, 2 y 13 al 18) podemos decir que se pueden usar para predecir las cargas iónicas. Como todos los elementos de un grupo dado tienen el mismo número de electrones tienen tendencia a adquirir la configuración electrónica del gas noble. Los metales siempre pierden electrones y los no metales siempre los ganan cuando forman iones. La carga del ión se conoce como número de oxidación del átomo.

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Los números de oxidación de muchos elementos de los grupos principales se indican en la tabla siguiente donde se acomodan por número de grupo. Los números de oxidación de los elementos de los grupos 3 al 12, los elementos de transición, no se pueden predecir basándose en el número de grupo. Tabla 17. Cargas iónicas de los elementos representativos Número de grupo Número de oxidación Ejemplos:

Metales

1 +1 Li+, Na+, K+

2 +2 Mg+2, Ca+2

13 +3 B+3, Al+3

No metales

15 -3 N-3, P-3

16 -2 O-2, S-2

17 -1 F-1,Cl-1,Br-1, I-1

La alúmina es el nombre común del óxido de Aluminio; se utiliza para producir Aluminio metálico, fabricar papel de lija y otros abrasivos y para separar mezclas de químicos mediante una técnica llamada cromatografía. El Aluminio está en el grupo 13, así que pierde sus tres electrones externos para quedar como ión Al+3. El Oxígeno que está en el grupo 16 tiene seis electrones de valencia y gana dos electrones para transformarse en ión O-2. + . . ·· Al + + : O : Al+3 + : O : -2 + En la reacción se requiere más de un átomo de Oxígeno porque uno de los tres electrones del Aluminio no es captado. En total se deben de combinar dos iones Al+3 con tres iones O-2 para formar Al2O3. 2Al+3 + 3O -2 Al2O3

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2.3.2 ESTRUCTURA DE LA RED CRISTALINA En el interior de un cristal, sus partículas forman enrejados como si fueran pequeñas estructuras de acero para la construcción de edificios. El resto de los sólidos tienen estructura amorfa, es decir sus átomos o moléculas están colocados en forma irregular, por lo cual carecen de estructura; así, los sólidos se clasifican básicamente en dos grupos: cristalinos y amorfos. SÓLIDOS CRISTALINOS La celda unitaria es un ordenamiento de átomos, iones o moléculas que forman una unidad geométrica microscópica y es el patrón modelo. Todas las partículas que se agregan a este patrón forman unidades idénticas y repetitivas hasta conformar una red cristalina tridimensional típica para cada sustancia y a través de la cual se pueden identificar los sólidos. Se define como: La red cristalina o retícula espacial es un conjunto tridimensional de celdas unitarias acomodadas en un orden definido cuya estructura es única para cada sustancia. En general, las unidades suelen ser poliedros, cuyas caras son polígonos (cuadrados, hexágonos, triángulos) y es la cristalografía, la que investiga la estructura y las propiedades de los sólidos y ha contribuido ampliamente al desarrollo de la ciencia moderna. CRISTALIZACIÓN Algunos compuestos químicos denominados sustancias isomorfas, cristalizan con la misma estructura interna: cúbico (diamante, oro, plata, pirita, cloruro de sodio) hexagonal (hielo, esmeralda), rómbico (topacio, yodo). A la característica de ciertas sustancias de cristalizar en diferentes estructuras se le conoce como polimorfismo; por ejemplo la calcita (carbonato de calcio) cristaliza como mármol, alabastro, espato de Islandia, estalactitas y estalagmitas. Cuando a sus cristales se le adhieren otros óxidos adquiere pigmentación o vetas, como el travertino o el ónix; otros ejemplos son el fósforo negro (cúbico) y el fósforo rojo (amorfo), azufre amarillo oscuro (monoclínico) y amarillo claro (ortorrómbico); la estructura que adoptan dependerá de las condiciones de presión y temperatura. Si la cristalización ocurre en elementos puros, al fenómeno se le llama alotropía. Un ejemplo de ello es el carbono, cuyas formas alotrópicas son muy conocidas: diamante, grafito y futboleno. CRISTALES METÁLICOS Es el tipo de estructura más sencilla, puesto que en general lo conforman la misma clase de átomos metálicos, con excepción de las aleaciones donde intervienen diferentes clases de elementos; la mayor parte de los elementos metálicos cristalizan en redes cúbicas o hexagonales.

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CRISTALES IÓNICOS Estas redes cristalinas se caracterizan por tener en cada vértice un ion, ya sea positivo o negativo . Un ejemplo clásico son los haluros metálicos (NaCl, KI), que cristalizan en redes cúbicas. Cada ion haluro negativo se rodea de seis iones metálicos positivos, y por tanto, cada ion metálico se rodeará de seis iones haluro. CRISTALES MICROMOLECULARES La unidad de estructura cristalina es la molécula química normal y a esta agrupación de moléculas se le llama cristal molecular simple; está formado por redes espaciales en cuyos vértices se encuentra una molécula simple. Poseen puntos de fusión bastante bajos , de –270oC a 100oC y subliman con facilidad; por esta razón, los cristales micromoleculares como alcanfor y mentol, tienen olores típicos y así la industria emplea esta clase de sustancias para elaborar desodorantes ambientales en barras sólidas y medicamentos (inhaladores, unguentos, etc). CRISTALES COVALENTES O DE RED Existen cristales formados por moléculas gigantes que se desarrollan en dos direcciones y son laminares, como el grafito y la mica; o en tres direcciones y son tridimensionales, como el diamante. Cada molécula gigante forma el cristal completo. En el grafito, que es una forma de cristalización del carbono, su red espacial está dispuesta en láminas planas o capas paralelas entre sí en las cuales los átomos de carbono se acomodan en un sistema hexagonal. Al escribir con lápiz de grafito, las laminillas se van adhiriendo al papel. Cuando las moléculas se desarrollan en tres direcciones forman moléculas tridimensionales y todo el cristal constituye una sola molécula, como sucede con el diamante (otra forma cristalina del carbono) lo cual le imparte su dureza. Al analizar con rayos x los cristales de compuestos orgánicos, se comprueba que forman redes moleculares cuya unidad estructural es también la molécula misma. SÓLIDOS AMORFOS Los sólidos amorfos carecen de estructura fija y no se les considera verdaderos sólidos, sino como líquidos sobreenfriados cuyas moléculas carecen de orden, es decir, no tienen estructura cristalina. Muchas sustancias amorfas pueden ser modificadas a estructuras cristalinas (sólidos verdaderos) al dejar que enfríen muy lentamente después de ser fundidos para que sus átomos o moléculas se acomoden en una estructura ordenada y simétrica y formen el cristal. Algunos materiales como el nylon y el caucho, cristalizan en forma parcial, pero al ser estirados quedan casi completamente cristalinos.

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MODIFICACIÓN DE CRISTALES Gracias al conocimiento de la estructura interna de los sólidos, se han modificado sus redes cristalinas y así se han podido mejorar y cambiar sus propiedades, para un aprovechamiento más eficaz. Uno de los métodos utilizados para este fin es la síntesis por combustión. Debido a la creciente investigación cristalográfica, aumentan cada vez más las industrias que utilizan cristales modificados; algunos ejemplos se aprecian a continuación: Tabla 18. Cristales modificados en su estructura interna ____________________________________________________________________________ Industria farmacéutica. Medicamentos más solubles y más reactivos. Industria alimentaria. Mieles, jarabes, almíbares incristalizables como edulcorantes o para enlatados, helados con textura más fina y mejor sabor. Industria del vidrio. Vidrios para microscopios, telescopios, vajillas de alta resistencia y de alto brillo, vidrios para ventanas y canceles polarizados o espejeados. Industria de joyería artificial. Gemas para joyería con características auténticas de gema natural y con más brillo que el diamante, obtención de diamantes para perforación de rocas o pulir joyas. Obtención de rubíes para emisión de rayos láser. Industria de la construcción. Obtención de cementos y hormigones más fuertes. Pegamentos de alta resistencia y anticorrosivos. Industria textil. Filamentos sintéticos más duraderos, con diferentes texturas, brillo mejorado, mejor adherencia para el estampado y teñido. Industria de explosivos. Altos explosivos con mayor potencia. Industria electrónica. Semiconductores para transistores, sensores de gas, superconductores de alta temperatura, barreras Schottky. Industria metalúrgica. Aleaciones de alta calidad con durezas específicas para escudos de protección para seguridad nuclear, con alta resistencia al calor para turbinas y partes de motor de aviones y naves aeroespaciales, para implantes ortopédicos, aleaciones con memoria y con mejor resistencia a la tracción, corrosión y desgaste. Metales puros con propiedades mejoradas, cátodos empleados en elementos de calefacción. Industria de colorantes. Pigmentos para esmaltes, pinturas al agua o plásticas, barnices, pinturas al óleo, acuarelas con mayor adherencia y acabado. Colorantes para tintes, cosméticos, teñido y estampado. Otras industrias. Cerámica dura para protección de naves espaciales, recipientes para almacenar gas hidrógeno, abrasivos, catalizadores, herramientas de corte de alta calidad, lubricantes de alta temperatura. ____________________________________________________________________________

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2.3.3 CICLO DE BORN- HABER Y ECUACIÓN DE BORN-LANDÉ La formación de compuestos iónicos depende de los valores de la energía de ionización y de la afinidad electrónica de los elementos. Estos valores ayudan a predecir cuales elementos son los adecuados para formar compuestos iónicos. La energía de ionización y la afinidad electrónica están definidas por procesos que ocurren en la fase gaseosa, pero a 1 atm y 25oC todos los compuestos iónicos son sólidos. El estado sólido es un medio ambiente muy distinto porque cada catión está rodeado por un número específico de aniones y viceversa. En consecuencia, la estabilidad global del compuesto iónico sólido depende de las interacciones de todos los iones y no sólo de la interacción de un catión con un anión. Una medida cuantitativa de la estabilidad de cualquier sólido iónico es su energía reticular, que se define como la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.

El cambio de energía de una reacción de transformación química puede ser calculado de la suma de los cambios energéticos de una serie de procesos, con idénticos estados inicial y final. Este cambio de energía calorimétrica es normal que se exprese en términos de la ENTALPIA, ∆H donde se define que H = E + PV y así se toma en cuenta no solo el cambio de energía química sino además, el cambio de calor para llevarlos hasta gases a la Presión P y ocupando el Volumen V.

Un diagrama que ilustra este cambio, se muestra a continuación. Allí se señala que si se desea pasar desde A→D , el "camino" a recorrer bien puede ser a través de B→C→D hasta llegar al estado final quedando el cambio global de las entalpías ∆H para los calores de las distintas etapas como : ∆HAD = ∆HAB + ∆HBC + ∆HCD Un ejemplo lo muestra la reacción entre Flúor y Litio para producir la sal Fluoruro de Litio Li+ F-(sólido) liberando energía definida como ∆H, como se analizará más adelante: Li(s)+(1/2)F2(g) → LiF(s) ∆H = -617 kJ ( por mol de LiF) La disposición de los átomos en el cristal permite ver que cada Li+ señalado en rojo en la figura a continuación, se rodea de 8 iones F- señalados en verde. A su vez, cada ion F- también se encuentra con 8 iones Li+ lo que, en resumen, permite que la mejor disposición de los átomos en el sólido sea ordenada y rígida. Esto define la Red Cristalina ya tratada y recuerde que diferentes compuestos químicos iónicos forman diferentes tipos de agrupaciones. Un ejemplo de estas redes es la de LiF(s), en la que se distingue claramente una Celda Unitaria, repetitiva a lo largo de cualquier región

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del cristal. En este caso, la celda unitaria se asemeja a un simple cubo en que cada átomo se ubica en los vértices y caras.

Figura 10. Disposición del Fluoruro de Litio Queremos introducir los factores que influyen en la estabilidad y estructura de los compuestos iónicos. Como se sabe, la energía reticular mide cuán fuertemente unidos están los átomos unidos por interacción electrostática: mide el cambio de energía que ocurre cuando átomos separados, en estado gaseoso, son empaquetados juntos para formar un compuesto sólido. M+(g)+ X-(g) → M+ X-(s) Podemos ordenar los procesos asociados a la formación de MX(s) de la siguiente manera, para LiF(s) Li(s)+(1/2)F2(g) → LiF(s) Sublimación del sólido. Cambia el estado de una sustancia desde el estado sólido al gaseoso Li(s) → Li(g) Entalpía de sublimación =∆H = 161 kJ/mol Ionización del átomo . Aquí se ioniza Li para dar Li+ en la fase gas: Li(g) → Li+(g) + e- Pot. Ionización = 520 kJ/mol Disociación de la molécula gaseosa F2(g): (1/2)F2(g) --> F(g) Entalpía de unión F--F = 77 kJ/mol Formación de F- gaseoso F(g) →F-(g) Electroafinidad F = - 328 kJ/mol Formación del sólido a partir de iones gaseosos Li+(g) + F-(g) →LiF(s) Energia reticular LiF = - 1047 kJ/mol En resumen, podemos escribir la siguiente tabla, donde se ve que la energía

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reticular es dominante en el proceso altamente exotérmico. Allí se ve que la energía liberada por el F(g) para formar F- ( valor: -328 kJ, su electroafinidad) no es suficiente para sacar un electrón del Li (520 kJ) por lo que formar dos iones separados: Li(g) + F(g) → Li+(g) + F-(g) no es favorable, es endotérmico ( +192 kJ).

PROCESO CAMBIO DE ENERGÍA (KJ)

Li(s) → Li(g) 161.0

Li(g) → Li+(g)+e- 520.0

(1/2)F2(g) → F(g) 77.0

F(g) → F-(g) -328.0

Li+(g)+F-(g) → LiF(s) -1047.0

SUMA Li(s)+(1/2)F2(g) → LiF(s) -617.0 (por mol de LiF)

Tabla 19. Resumen de los cambios de energía en los procesos Claramente, el principal ímpetu para la formación de un compuesto iónico en lugar de uno parcialmente covalente, es la energía reticular resultante de la gran fuerza de atracción mutua entre los iones (+) y (-) en el sólido. En la figura a la izquierda se muestra un diagrama que resume toda la información discutida, en una escala de energía. Un ciclo de esta naturaleza se le conoce como diagrama de Born-Haber. Este procedimiento relaciona las energías reticulares de los compuestos iónicos con las energías de ionización , afinidad electrónica y otras propiedades atómicas y moleculares.

Obsérvese que de todos los escalones presentes, el más notable y exotérmico es el de la ENERGÍA RETICULAR (-1047 kJ), que prácticamente contribuye en gran medida a la energía global resultante para la reacción. Figura 11. Estructura del Fluoruro de Litio Finalmente, el diagrama a continuación

muestra los cambios de energía que ocurren en la formación de NaF y MgO, ambos

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sólidos.

Nuevamente, conviene destacar que la energía reticular para MgO (combinación de iones doblemente cargados ) es inmensamente superior a la de NaF (combinación de iones de una carga solamente). Se sabe que los sólidos iónicos son materiales estables a prácticamente cualquier temperatura ( ˜ 800°C fácilmente) y presión bastante elevada. Así, en reacciones a temperatura ambiente es normal que produzcan iones gaseosos que automáticamente se ordenan en una red cristalina que les corresponde. Se entiende que la energía electrostática ya calculada para dos iones (+) y (-) ahora debe tomar en cuenta todas las interacciones de atracción y repulsión (- con - y + con +) de todos contra todos. EJEMPLO : NaCl (s)

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Ahora queremos abordar la metodología para conocer los datos de energía que aparecen en esos ciclos de Born-Haber. Como ejemplo, estudiemos el cristal NaCl(s), cúbico, del cual conocemos bastantes datos experimentales importantes desde el punto de vista termoquímico. Nos interesa calcular la Energía Reticular desde el punto de vista calorimétrico. Para esto, recordemos que la entalpía H = E + PV no sólo entrega información del contenido de energía "interna", E, sino además, lo que pasa con el volumen que ocupa el compuesto químico a la presión V. Obsérvese que existe la ley de gases ideales que establece una relación directa entre P, V y la temperatura T: PV= nRT, n = número de moles gaseosos R= constante universal para todos los gases Si aplicamos esta ecuación al caso del calor para el NaCl(s) que corresponde a su formación desde Na+(g), Cl-(g) según la ecuación Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) deducimos que 2 moles de gas se convierten en 1 mol de sólido y para el cambio ∆H en esa reacción, ∆H = E reticular + P(V NaCl(s) - V gas,2moles) Está claro que el Volumen del sólido es despreciable frente al de 2 moles de gas ( Na+ + Cl-) de modo que aplicando la ley de gases ideales, se obtiene ∆H = E reticular + P(V NaCl(s) - V gas,2moles) = E reticular - 2RT de modo que usando el valor conocido para R R = 8,314 J/mol K y la temperatura T=298 K (valor ambiente, 25°C) el producto 2RT = 5 kJmol-1

quedando entonces ∆H formación sólido = E reticular - 5 kJ/mol Así, para ciclos evaluados a 25° C , si se quiere considerar que la Ereticular sea el valor de ∆H, estamos aproximando los valores en alrededor de 5 kJmol-1. Esto representa alrededor de un 2-3 % de error. En verdad, no existen métodos experimentales satisfactorios para medir energías reticulares directamente. Los valores que se reportan provienen generalmente, de ciclos de Born-Haber o bien de cálculos teóricos ocupando ecuaciones como la de Born-Landé. De los datos entregados anteriormente, el valor para la Ereticular del NaCl(s) es Ereticular = 755 kJ mol-1 (valor teórico) y 770,3 kJ mol-1 ( valor experimental). Estos valores los vamos a comparar con los que logremos calcular ahora, a 25° C.

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Para comenzar, si analizamos las Tablas de calores de formación referidos a 25°C, esto es,

∆Hf

298

(si se escribe en esta forma estamos hablando de estados estándar a 25 °C) conocemos el valor para la reacción de formación de NaCl(s) a partir de Na(s) y Cl2 (g), que son las formas elementales más estables de los reactivos en la ecuación :

f298 Na(s) + (1/2)Cl2(g) → NaCl(s) ∆H

= -411 kJ/mol

Es fácil demostrar que esta reacción química puede representarse como la resultante de las siguientes etapas que forman el ciclo de Born-Haber, con sus calores ∆H y los signos correspondientes al aumento o disminución del contenido calórico,

ETAPA SIGNO

1 Na(s) → Na(g) ∆H1 +

2 Na(g) → Na+(g)+1e- ∆H2 +

3 (1/2)Cl2(g) → Cl(g) ∆H3 +

4 Cl(g)+1e- → Cl-(g) ∆H4 -

5 Na+(g)+Cl-(g) → NaCl(s) ∆H5 - Tabla 20. Etapas que forman el ciclo de Born Haber La suma de los términos del primer miembro de la reacción respecto a lo mismo para el segundo miembro de las ecuaciones químicas, nos hace ver que se produce cancelaciones quedando como resultado

∆Hf

298 Na(s)+(1/2)Cl2(g)→NaCl(s) junto con

= ∆H1+ ∆H2+∆H3+ ∆H4 +∆H5

Si queremos informarnos sobre el valor para ∆H5 que contiene información de la Energía reticular, es cuestión de despejar después de conocer valores para cada uno de los otros términos ∆H. ∆H2 puede evaluarse a partir de valores experimentales para la energía de ionizaciòn para Na(g)

2980K 00K Na(g)→ Na+(g) +1e- ∆H2 = E Ioniz

; Eioniz

= Pot. Ioniz = 495.9 kJ/mol

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El problema entonces es que se tiene que conocer el valor de la Energía de ionización a 25° C y no en el cero absoluto. Afortunadamente, es fácil hacer la conversión:

298°K 0°K Eioniz

= EIoniz

+ Cp · ∆T

en que Cp es el calor específico a Presión constante y que vale Cp = (5/2)R para cualquier gas monoatómico, con R la constante universal de los gases ya usada. Ocupando los valores ∆T= 298 K y para la constante: R = 8,3145 J/mol se obtiene para la energía de ionización :

298°K EIoniz

= 502 kJ/mol

que es el valor para ∆H2.

∆H2298 = 502 kJ/mol

Lo mismo se debe hacer para la electroafinidad del Cl: 0°K Cl(g) + 1e-→ Cl-(g) E afinidad electrónica

= 348 kJ/mol

∆H4 = -348 -(5/2)R·(298) El valor para este paso 4 es

∆H4

298 = -354 kJ/mol

Valores para 1 y 3 se obtienen de Tablas de calores experimentales de atomización de elementos,

∆H1

298 Na(s) → Na(g)

= 108kJ/mol

∆H3

298 ½Cl2(g) → Cl(g)

= 121kJ/mol

Es la incógnita,

- [ + ∆H∆H5

298

= ∆Hf298 ∆H1

298 + ∆H2298 + ∆H3

298 4298 ]

y hemos referido todos los valores a la misma temperatura ambiente. Colocando los valores ya deducidos, experimentales, se encuentra que

∆ H5

298 = -788 kJ/mol, cristal de NaCl(s)

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Por último, puesto que se tiene que 0°K ∆ H5

298 = E reticular

- (5/2)R·(298) = -788 kJ/mol

se obtiene finalmente

0°K Ereticular

= -782 kJ/mol,experimental, cristal de NaCl(s)

Ahora bien, si calculamos teóricamente el valor de la energía reticular usando la ecuación de Born-Landé,

Born-Lande - z2e2[A] 1 ---------------- -----Ereticular

= 4E0 r

Navog [ 1 - n

]

1 1 Ereticular = z2e2[A] Navog(1 - __ ) = (1.602x10-19)(1.748)Navog ( 1 - __ ) [kJ/mol] 4E0r n 4 (8.8x10-2)(2.814x10-10) n Usando el valor n=8 para este sistema, se obtiene

0°K Ereticular

= -755 kJ/mol, teórico, cristal de NaCl(s)

un valor muy cercano al experimental!. Esto nos señala que la teoría y la práctica pueden ir de la mano. El ciclo de Born-Haber define las distintas etapas que preceden a la formación de un sólido iónico. Cuanto mayor sea la energía reticular más estable será el compuesto iónico. Conviene tener presente que la energía reticular siempre es una cantidad positiva porque la separación de iones de un sólido en sus iones en fase gaseosa es por la ley de Coulomb, un proceso endotérmico.

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2.4 TEORÍAS PARA EXPLICAR EL ENLACE COVALENTE Enlace covalente: Es el enlace que se presenta cuando 2 átomos de electronegatividades iguales o ligeramente diferentes comparten un par de electrones que ambos suministran. El par de electrones compartido se encuentra en un nuevo orbital llamado orbital molecular, con características propias, diferentes a los orbitales que lo originaron y cuya superposición le produjo.

Átomos de Hidrógeno Electrones compartidos Molécula de Hidrógeno (H2) unida covalentemente

Figura 12. Formación de enlace covalente En un enlace covalente, los dos átomos enlazados comparten electrones. El enlace covalente resulta de la compartición de uno o más pares de electrones entre los átomos que se unen obteniéndose enlaces covalentes simples, dobles, triples o cuádruples . Ejemplos: H H l l H – Cl C= C H-C≡C- H l l H H H l H- C -H O=C=O Donde: - simple covalencia l = doble enlace H ≡ triple covalencia

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ENLACE COVALENTE NORMAL Se define de la siguiente manera: “Es el fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten”. Un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo. Cada par de electrones comunes a dos átomos se llama doblete electrónico. Esta clase de enlace químico se llama covalente, y se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la mayoría de compuestos de carbono. Cada doblete de electrones intercalado entre los símbolos de los átomos, indica un enlace covalente sencillo y equivale al guión de las fórmulas de estructura. En enlace covalente puede ser: sencillo, doble o triple, según se compartan uno, dos o tres pares de electrones. El enlace covalente es la unión entre dos átomos que comparten los electrones de enlace. Enlace covalente se presenta cuando la electronegatividad de los dos átomos que se unen es igual o ligeramente diferente. ENLACE COVALENTE POLAR Y NO POLAR Enlace covalente polar o heteropolar.- El enlace covalente polar es aquél que se da entre átomos diferentes; no hay compartición simétrica porque entre ellos las electronegatividades son distintas debido a la compartición desigual de los electrones del enlace, creando una separación de las cargas positiva y negativa, que da lugar a la formación de un dipolo. Un átomo es más electronegativo que otro y atrae hacia él, el par de electrones . Para que una molécula sea polar es preciso que cumpla las dos condiciones siguientes: a) Se requiere que haya, por lo menos un enlace polar, o un par de electrones no compartidos en el átomo central. b) Cuando hay más de un enlace polar, los pares no compartidos, deben estar ordenados de manera que los momentos dipolo no se cancelen entre sí. El enlace es mas polar cuando mayor sea la diferencia de electronegatividades entre los átomos participantes; en general cuando la diferencia de electronegatividades es menor a 1.9.

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Los siguientes ejemplos presentan enlace covalente polar : HCl, HF, H2O.

Figura 13. Moléculas polar y no polar Enlace covalente no polar, puro u homopolar.- El enlace covalente no polar es aquel que se lleva acabo cuando se unen dos átomos iguales; y por lo tanto con la misma electronegatividad. Se origina cuando dos átomos de un mismo elemento, se unen para formar una molécula verdadera, sin carga eléctrica, simétrica y cuya diferencia de electronegatividad es cero. Los siguientes son ejemplos que tienen enlace covalente no polar : H2, O2, Cl2, N2. H-H O=O N≡N .. . . . . . . :Cl . + .Cl : : : Cl : Cl : . . . . . . . . Estas moléculas presentan un porcentaje de electrovalencia igual al 0% La estabilidad del enlace covalente proviene de la disminución energética que experimentan los átomos al enlazarse. ENLACE COVALENTE COORDINADO Se presenta cuando los átomos que se combinan comparten electrones, pero el par necesario para formar el enlace, lo proporciona solo uno de ellos. En general el átomo que proporciona los electrones tiene un par no compartido en su nivel de valencia.

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Ejemplo: Amoniaco Una forma útil para indicar el enlace covalente coordinado es mediante una flecha que va del donador al receptor. :NH + H 3

+ [H:NH ]3+

La formación del enlace covalente se explica mediante las teorías que se explican a continuación. 2.4.1 MODELO DEL PAR DE ELECTRONES COMPARTIDOS DE LEWIS Las sustancias que son gaseosas a temperatura ambiente, están formadas por especies discretas, que son generalmente moléculas formadas por pocos átomos, o en el caso de los gases nobles, átomos aislados. Los gases formados por un solo elemento, son los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón), el hidrógeno, el flúor, el cloro, el oxígeno y el nitrógeno. Los gases nobles se encuentran formados por átomos aislados porque no requieren compartir electrones entre dos o más átomos, ya que tienen en su capa de valencia ocho electrones, lo que les da su gran estabilidad e inercia. Los otros elementos gaseosos en cambio, se encuentran siempre formando moléculas diatómicas. Por ejemplo: El átomo de flúor tiene siete electrones en su capa de valencia, le falta sólo uno para lograr completar los ocho, que según la Regla del Octeto, le dan estabilidad. Si cada átomo de flúor comparte su electrón impar con otro átomo de flúor, ambos tendrán ocho electrones a su alrededor y se habrá formado un enlace covalente con esos dos electrones que se comparten entre ambos átomos

Esta idea de la formación de un enlace mediante la compartición de un par de electrones fue propuesta por Lewis, y sigue siendo un concepto fundamental en la comprensión del enlace químico.

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Podemos aplicar el modelo de Lewis para explicar la formación de la molécula de Oxígeno

Para que cada uno de los dos átomos de oxígeno complete un octeto de electrones, es necesario que compartan entre ellos DOS pares electrónicos. A esta situación se le conoce como DOBLE ENLACE. De manera análoga, la formación de la molécula diatómica de nitrógeno mediante el modelo de Lewis, lleva a plantear un TRIPLE ENLACE entre los átomos de N, para que ambos completen el octeto.

El hidrógeno elemental también está constituido por moléculas diatómicas, pero debido a que están formadas por átomos con un solo electrón, es imposible que cumpla con la regla del octeto, el hidrógeno sólo tiende a tener dos electrones alrededor.

Otros ejemplos de sustancias gaseosas, pero formados por dos elementos son; los óxidos de carbono, los óxidos de nitrógeno y los halogenuros de hidrógeno. A continuación se ve la representación de Lewis para estos últimos; X puede ser F, Cl, Br ó I, todos ellos tienen siete electrones en su capa de valencia:

Otros ejemplos de compuestos gaseosos formados por moléculas con más de dos átomos, son: los dióxidos de carbono, nitrógeno y azufre, (CO2, NO2, SO2). El amoniaco (NH3), el metano (CH4), y el sulfuro de hidrógeno (H2S).

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2.4.2 TEORIA DE LA REPULSION DEL PAR DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA RPECV: GEOMETRÍAS ELECTRÓNICA Y MOLECULAR En general, la longitud y el ángulo de los enlaces se deben de determinar de manera experimental. Sin embargo hay un procedimiento sencillo que permite predecir la geometría de las moléculas o iones con bastante éxito, si se conoce el número de electrones que rodean al átomo central, según la estructura de Lewis. El fundamento de este enfoque es la suposición de que los pares de electrones de la capa de valencia de un átomo se repelen entre sí. La capa de valencia es la capa externa ocupada por electrones en un átomo; contiene los electrones que generalmente están involucrados en el enlace. En un enlace covalente un par de electrones, a menudo llamado par enlazante, es el responsable de mantener dos átomos juntos. Sin embargo, en una molécula poliatómica donde hay dos o más enlaces entre el átomo central y los átomos que lo rodean, la repulsión entre los electrones de los diferentes pares enlazantes hace que se mantenga lo más alejados posible. La geometría que al final adopta la molécula (definida por la posición de todos los átomos) es aquella en que la repulsión es mínima. Este enfoque para estudiar la geometría molecular se denomina modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV), ya que explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares. El modelo de la RPECV permite combinar la sencillez de las estructuras de Lewis con un conjunto de reglas bien definidas que permiten hacer estimaciones muy precisas sobre la geometría molecular. Considera que el enlace simple, doble, triple y un par electrónico no compartido constituyen una región única de alta densidad electrónica basándose en dos supuestos: a) Cada par electrónico de la capa de valencia de un átomo central es significativa. b) La repulsión entre los pares electrónicos de la capa de valencia determinan la forma de las moléculas. Uno de los retos centrales de la química es comprender la naturaleza del enlace covalente. La clave de la estructura molecular es el enlace, y éste se encuentra íntimamente relacionado con las propiedades físicas y con las propiedades químicas del compuesto en cuestión. Las teorías actuales sobre el enlace no siempre son enteramente satisfactorias. Debemos tener en cuenta que todo lo que se proponga debe estar de acuerdo con las observaciones experimentales basadas en experimentos confiables. La teoría RPECV supone que los pares de electrones están ordenados en torno al elemento central del compuesto con una separación máxima y por ende una repulsión mínima entre ellos. Nos permite predecir la geometría de moléculas e iones y comprender el ordenamiento espacial de los átomos de una molécula. La TEV explica dichos enlaces en términos de la superposición de orbitales atómicos. Estas dos teorías junto con el concepto adicional de hibridación, se conjugan para dar una descripción completa del enlace que nos permita explicar la estructura de las moléculas covalentes.

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REGLAS DE LA TEORÍA RPECV Es necesario tener en cuenta conceptos fundamentales como pares enlazante y no enlazantes, hibridación y geometría electrónica, para considerar las siguientes reglas: 1.- Los electrones que participan del enlace son los electrones de valencia, es decir, aquellos que no se encuentran presentes en el gas noble anterior. 2.- La geometría electrónica del átomo central es el ordenamiento de estas regiones de alta densidad electrónica. 3.- Cada par no compartido ocupa un orbital distinto. 4.- Los pares de electrones no enlazantes se acomodan alrededor del átomo central de forma de minimizar su repulsión. 5.- Los pares de electrones no enlazantes (PN) ocupan más lugar en el espacio que los pares enlazantes (PE). El orden relativo de la repulsión entre pares electrónicos es: PE-PE.> PN- PE > PN-PN. 6.- Un enlace triple ocupa más espacio que uno doble, el cual a su vez ocupa más espacio que uno simple. 7.- El espacio ocupado por un PE es menor cuanto mayor sea la electronegatividad del ligando con el cual está unido el metal central. GEOMETRÍA ELECTRÓNICA Y MOLECULAR La geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula influye en sus propiedades físicas y químicas, como el punto de fusión, punto ebullición, la densidad y el tipo de reacción en que puede participar. La geometría alrededor de un átomo central dado de una molécula, es aquella que hace mínima la repulsión de los pares de electrones, los usados para formar enlaces y los no usados que quedan como pares libres alrededor de cada átomo en la molécula. Para comprender cabalmente este principio, se debe saber que la estructura electrónica de moléculas en base a la configuración de octetos, necesariamente deja en libertad pares de electrones. Obviamente, estos pares, ubicados alrededor de un átomo que se considere central, deben situarse de manera que la repulsión electrostática entre dos pares, sea mínima. Así, lo primero es hacer un balance electrónico de la molécula en base a octetos, luego decidir cual átomo se considera central para luego analizar que pasa con los pares de electrones alrededor de éste. Los ejemplos de moléculas que se presentan a continuación, cubren prácticamente todas las posibilidades geométricas posibles de alcanzar. A continuación se analizan los siguientes ejemplos:

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BeCl2: La idea aquí es que los pares de electrones en los enlaces y los pares solitarios de un átomo, se posicionen lo más alejados posibles. Nótese que hay dos pares de electrones alrededor de Be, de modo que para que estos se encuentren lo más alejados posibles, formarán un ángulo de 180° entre sí, generando así la máxima separación entre los pares de electrones. Esto nos genera la estructura lineal para BeCl2. BeH2: Este caso es similar al anterior, es lineal, no quedan electrones libres, todos en los enlaces y produce una conformación lineal. CO2: Recordar que C (1s22s2 2p2), contiene 4 e- en la capa de valencia que corresponden a los seleccionados en la figura, todos se comparten para formar los octetos alrededor de cada átomo, no permanecen pares de cargas libres y la molécula es lineal.

BF3: La estructura de Lewis para esta molécula, es la que se presenta a la izquierda. Aquí el B no presenta pares solitarios sin ocupar y solo está rodeado por tres pares de electrones que forman enlaces. Es una molécula deficiente en electrones. La agrupación de los F a su alrededor a 120° hace mínima la repulsión, por lo que la geometría molecular es la que se muestra, plana formando 120°, un triángulo equilátero.

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NH3: Se predice la estructura del NH3 mediante los siguientes pasos a seguir: PASO 1.- Escribir la estructura de Lewis (octeto). Obsérvese que nada se ha establecido aún sobre la verdadera geometría. PASO 2.- Contar los pares electrónicos y reagruparlos para minimizar la repulsión. Esta molécula presenta 4 pares de electrones y lo mejor que se puede lograr es una redistribución tetraédrica. PASO 3.- Se ubican los átomos H en sus posiciones, los tres compartiendo pares de electrones como se muestra a continuación :

Figura 14. Estructura del NH3 PASO 4.- Se nombra la estructura de la molécula, basándose en la posición de los átomos. Colocando los pares electrónicos determina la estructura y la geometría se basa en los átomos. Es incorrecto afirmar que NH3 es tetraédrico. Realmente, posee una agrupación tetraédrica de sus pares electrónicos, pero su geometría, es una pirámide trigonal.

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Hasta el momento hemos tomado casos en que 2, 3 y 4 pares de electrones se ubican alrededor de un átomo del centro. Sin embargo, esto puede ocurrir con 5 y 6 pares de electrones también de modo que conviene mostrar la forma que todos se agrupan alrededor de un átomo, con el fin de lograr la mínima repulsión entre ellos. Tabla 21. Casos de agrupaciones alrededor de un átomo

El esquema anterior del XeF4, lo ocuparemos ahora para deducir la geometría de algunas moléculas típicas. Debido a que los gases nobles presentan una estructura de capas de valencia s p completamente ocupadas, siempre se pensó que eran químicamente inactivos. Así, por muchos años se le consideró gases inertes hasta que en 1960 varios compuestos de Kr, de Xe y de Rn fueron sintetizados. Un ejemplo es el compuesto XeF4 cuya estructura de Lewis se muestra en la parte superior.

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Nótese que el átomo Xe se encuentra rodeado por seis pares de electrones, en total 12 electrones que exige que la forma adquirida por estos sea octaédrica, como se ve en la figura que acompaña.

Figura 15. Estructura geométrica del XeF4 La estructura geométrica dependerá de cómo los pares solitarios y los enlaces se ubiquen. Las posibilidades son como las que se señala para los casos a, b a la derecha y, obviamente, debemos decidir cuál de estas dos formas geométricas es la correcta. En el caso a, estos pares solitarios se encuentran a 90° entre sí en cambio, en b están separados por 180° y esta es la geometría más correcta para evitar la repulsión de los pares de electrones solitarios. La geometría experimental coincide con este análisis, muestra los 4 F ocupando el plano ecuatorial. Así, XeF4 es cuadrado plano con el Xe en el centro molecular.

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Estructuras geométricas de H2O, NH3, CH4. Vamos a comparar ahora lo que se logra con las moléculas señaladas, puesto que todas poseen un átomo central con 4 pares electrónicos de los cuales, el metano los ocupa totalmente y las otras en forma parcial. Lo que se logra es :

y se ve claramente que la existencia de pares electrónicos libres disminuyen el ángulo de la estructura pseudo-tetraédrica en estas moléculas. Geometría electrónica: Se refiere a la ordenación geométrica de los electrones de valencia alrededor del átomo central. Geometría molecular: Se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos en el espacio, no de los pares de electrones.

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Tabla 22. Características que presentan algunos compuestos químicos. Electrones en la

capa de valencia Hibridación del átomo Angulo Geometría de los

orbitales Geometría de la molécula

Ejemplo

2 pares compartidos Sp 180o Lineal Lineal BeCl2

3 pares compartidos sp2 120o trigonal plana trigonal plana BCl3

2 pares compartidos y un par solitario

sp2 <120o trigonal plana Angular SnCl2

4 pares compartidos sp3 109o28 Tetraedral Tetraedral CCl4

3 pares compartidos y un par solitario

sp3 <109o28 Tetraedral trigonal piramidal NH3

2 pares compartidos y 2 pares solitarios

sp3 <109o28 Tetraedral Angular H2O

5 pares compartidos Dsp3 90o y

120o trigonal bipiramidal

trigonal bipiramidal PCl5

4 pares compartidos y un par solitario

Dsp3 <90o y <120o

trigonal bipiramidal

tetraedro distorcionado TeCl4

3 pares compartidos y 2 pares solitarios

Dsp3 90o trigonal bipiramidal Forma de T CIF3

2 pares compartidos y 3 pares solitarios

Dsp3 180o trigonal bipiramidal Lineal IF2

6 pares compartidos d2sp3 90o Octaedral Octaedral SF6

5 pares compartidos y un par solitario

d2sp3 <90o Octaedral píramide cuadrada IF5

4 pares compartidos y 2 pares solitarios

d2sp3 90o Octaedral cuadrada plana BrF4

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2.4.3 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA EV: HIBRIDACIÓN DE ORBITALES, FORMACIÓN, REPRESENTACIÓN Y CARACTERÍSTICAS DE LOS ORBITALES HÍBRIDOS: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2, dsp2, sd3

La teoría de enlace de valencia es una teoría aproximada para explicar el enlace por par de electrones o covalente, con la mecánica cuántica. El término valencia fue propuesto originalmente en 1868 por C.W. Wichelhaus para explicar la capacidad de combinación de un elemento químico. Actualmente se sabe que la valencia de un elemento se refiere al número de enlaces que éste puede formar; por ejemplo en el H –O – H la valencia del Oxígeno es 2 (2 enlaces) porque tiene 2 enlaces formados. Es importante señalar que valencia y estado de oxidación son dos conceptos, ya que mientras el estado de oxidación se refiere a una carga, la valencia se refiere al número de enlaces de un átomo en una molécula. A los electrones externos de los átomos, que se colocan entre los núcleos para propiciar un enlace se llaman electrones enlazantes o electrones de valencia. Los electrones enlazantes pueden estar en los siguientes casos: a) localizados más cerca de un núcleo y por tanto lejos de otro. b) situados exactamente entre ambos. c) deslocalizados y distribuidos uniformemente dentro de un conjunto de más de dos núcleos. Si el enlace consiste en compartir electrones de valencia recibe el nombre de covalencia. Heitler y London desarrollaron en 1927, el método de enlace de valencia. Pauling y Slater modificaron esta teoría, a fin de tomar en cuenta la orientación direccional del enlace en el espacio, los cual llevo a obtener una imagen exacta del aspecto geométrico de la molécula. Linus Pauling y J. C. Slater formularon una importante aplicación de la teoría del enlace de valencia , donde sus importantes suposiciones son que : 1.-El enlace mas fuerte se formará entre los orbitales de dos átomos que se superponen en el mayor grado posible. 2.-La dirección del enlace que se forme será aquella en la que los orbitales estén concentrados. Estas suposiciones permiten predecir cuál de los enlaces será el más fuerte, así como determinar la dirección de la unión. La idea fundamental de la Teoría del Enlace de Valencia (E.V.) describe de qué manera se forma el enlace covalente, en muchos ejemplos se usa primero la teoría del par electrónico para describir las regiones de las direcciones de las regiones de alta densidad electrónica, pero ahora recurriremos a la teoría E.V. a fin de describir los orbitales atómicos que se superponen para producir el enlace en dichas geometrías. De acuerdo con la teoría sobre enlace valencia, se forma un enlace entre dos átomos cuando se satisfacen las condiciones siguientes:

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a) Un orbital en un átomo viene a ocupar una porción de la misma región del espacio que ocupa un orbital del otro átomo. Se dice que los dos orbítales se traslapan. Esto se explica ya que a medida que el orbital de un átomo se traslapa con el otro, los electrones en orbítales comienzan a moverse alrededor de ambos átomos. b) El número total de electrones en ambos orbítales no es mayor a dos. Los dos orbítales no pueden contener más de dos electrones, porque en una región dada del espacio solo pueden estar dos electrones. A fin de contar con los orbitales necesarios para poder explicar la geometría experimentalmente observada, suele ser necesario usar el concepto de orbitales híbridos. El número de regiones de altas densidades electrónicas en torno al átomo central de una molécula sugiere el tipo de hibridación o mezcla que se efectúa en los orbitales atómicos de valencia del átomo. Las designaciones que se dan a los conjuntos de orbitales híbridos reflejan el número y tipo de orbitales atómicos que se hibridizan para formar el conjunto. HIBRIDACIÓN DE ORBITALES Analizando la configuración electrónica del Carbono que es 1s22s22px

12py1 se puede decir

que sus cuatro electrones de valencia se encuentran en orbitales “2s” y “2p”, de lo cual se podría concluir erróneamente que el Carbono únicamente forma 2 enlaces covalentes simples. Sin embargo experimentalmente sabemos que el Carbono normalmente forma 4 enlaces covalentes equivalentes entre sí, como en el CH4 . Para explicar lo anterior, en el caso de la promoción de electrones inicialmente apareados “2s” a un orbital vacío “2p”, tenemos que ha formado una nueva configuración para el átomo de Carbono lo cual se conoce como estado excitado. Analizando los orbitales presentes en esta configuración se observa que un orbital “2s” y los orbitales “2p” son en forma de mancuernas de gimnasia. Lo cual en la forma no concuerda con lo encontrado experimentalmente en los compuestos orgánicos como el metano; donde los cuatro enlaces son iguales, por lo que se supone también una igualación de energía de estos enlaces, lo que se explica con el fenómeno de Hibridación de orbitales. Aparte del metano(CH4), el cloruro de berilio(BeCl2), etc., que forma enlaces covalentes, pero cuya estructura geométrica, es decir, la distribución hasta ahora adquirida no se explica; por tal motivo, necesitamos de nueva teoría; ésta es la hibridación, que se define como: La formación de nuevos orbitales que resulta de la mezcla ordenada de los diferentes orbitales atómicos; se forman por una mezcla de las funciones de onda de orbitales de un tipo diferente ( es decir, orbitales “s” y orbitales “p”) pero del mismo átomo. En otras palabras es una mezcla matemática de los orbitales atómicos de la capa de valencia donde se combinan orbitales s y p para obtener orbitales hibridados idénticos.

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A continuación recurriremos a la teoría E.V. para describir el enlace, la geometría y los ángulos de las moléculas con este tipo de enlace. HIBRIDACIÓN SP Un orbital híbrido sp se forma cuando se mezcla un orbital s con un p. Al promover un electrón de este subnivel a un orbital vació del subnivel 2p, se obtiene la hibridación sp: Estado Fundamental Estado Excitado Promoción de un electrón del orbital s al orbital px 2s2 2px

0 hυ 2s1 2px1

hυ = Energía radiante Los dos orbitales híbridos sp son idénticos en forma y energía, asimismo, presenta una geometría lineal y tiene un ángulo de separación de 180º: La hibridación sp explica el triple enlace que se forma en los alquinos. Hibridación 2s1 2px

1 hυ sp1 sp1

Existen varias moléculas lineales que constan de un átomo central y dos átomos de otros elementos que se abrevian como AB2. Estos compuestos incluyen BeCl2, BeBr2, BeI2 , etc.

Figura 16. Moléculas lineales Se sabe que todos ellos son lineales (ángulo de enlace = 1800 ) y corresponden a compuestos covalentes no polares, aunque los enlaces individuales son polares.

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Considérese la configuración electrónica del estado basal de Be. Hay dos electrones en un orbital 1s, pero estos electrones de no valencia (internos) no participan en el enlace. Hay otros dos electrones apareados en el orbital 2s. Se procede a realizar una excitación y se promueve un electrón del orbital 2s al orbital 2p, se realiza la hibridación y ahora hay dos orbitales sp del Be disponibles par el enlace con los orbitales del Cl, pero se observa una discrepancia de datos experimentales, los orbitales 2s y 2p del Be no pueden superponerse a un orbital 3p del Cl con la misma eficacia; de manera que este ordenamiento "atómico puro de promoción" predeciría dos enlaces Be-Cl no equivalentes. Sin embargo, se observa de manera experimental que ambos enlaces Be-Cl son equivalentes por lo que respecta a longitud y fuerza, por lo cual, se desecha la idea de la promoción simple como explicación. Para que estos dos orbitales del Be se hagan equivalentes, es necesario que haya una hibridación, o sea que se combinen para formar dos orbitales intermedios entre los orbitales s y los p. Éstos se llaman orbitales híbridos sp. Según la regla de Hund, los dos electrones de valencia del Be ocuparán individualmente cada uno de los dos orbitales. Los orbitales híbridos sp se describen como orbitales lineales y se dice que tienen geometría electrónica lineal. Por lo general la hibridación sp se produce en el átomo central de una molécula o ión poliatómico siempre que hay dos regiones de alta densidad electrónica en torno al átomo central. De esta forma se explica que el Be pueda formar dos covalencias y que la geometría de los 4 compuestos anteriores sea lineal, así como la insolubilidad en el agua, no conduzcan la corriente eléctrica y que su momento dipolar sea cero puesto que no existen cargas. HIBRIDACIÓN SP2

Resulta al mezclarse un orbital s con dos orbitales p. Para explicar la igualdad entre los tres enlaces, consideremos una hibridación de orbital s con el p, de la siguiente manera: Promoción de un electrón del orbital s al orbital py 2s2 2px

1 2py0 hυ 2s1 2px

1 2py1

Los tres orbitales en el estado excitado se mezclan o hibridizan para formar tres orbitales híbridos sp2 Esta hibridación explica la formación del doble enlace y es característica de los alquenos: Hibridación 2s2 2px 2py hυ sp2 sp2 sp2

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La hibridación de un orbital s con dos orbitales p, dan como resultado una hibridación sp2. El Boro es un elemento del grupo 13 que forma muchos compuestos covalentes enlazándose con otros tres átomos. Ejemplos característicos son el BF3, BCl3, BBr3, BI3, etc. Todas las moléculas son planar trigonal con ángulos de 1200.

Para comprender las observaciones experimentales es preciso recurrir a la teoría E.V. con el fin de explicar los 3 enlaces B-F equivalentes. De nuevo se recurre a la hibridación, en este caso el orbital 2s y 2 orbitales 2p del Boro se hibridizan para formar un conjunto de 3 orbitales híbridos sp2 degenerados. Cada uno de los 3 átomos de flúor tienen un orbital 2p con un electrón desapareado, éstos pueden superponerse con los 3 orbitales híbridos sp2 del B. Los 3 pares de electrones se comparten entre el átomo de B y los 3 átomos de F. Para generalizar, la hibridación sp2 se produce en el átomo central siempre que existan 3 regiones de alta densidad electrónica en torno a un átomo HIBRIDACIÓN SP3

Esta hibridación resulta de la combinación de un orbital s con tres orbitales p de la siguiente manera: Imaginemos que uno de los electrones del subnivel 2s2 es promovido para ocupar el orbital vació del subnivel 2p. Es conveniente señalar que se requiere de energía radiante para poder llevar a cabo esta promoción, tal como se indica a continuación: Estado fundamental Promoción de Estado excitado un electrón del orbital s al orbital p 2s2 2px

1 2py1 2pz

0 hυ 2s1 2px1 2py

1 2pz1

Una vez que el electrón ha sido promovido, los cuatro orbitales se mezclan, produciendo cuatro orbitales híbridos, idénticos entre sí, conocidos como orbitales híbridos sp3. Mezcla o 2s1 2px

1 2py1 2pz

1 hibridación sp3 sp3 sp3 sp3

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Los cuatro orbitales sp3 obtenidos tienen la misma energía y forma, y se encuentran en dirección de los vértices de un tetraedro con un ángulo de enlace de 109 o28”. Cada orbital sp3 tiene capacidad para aceptar como máximo dos electrones; debido a la separación que existe entre cada uno de los orbitales híbridos sp3, se nulifica la fuerza de repulsión entre electrones con spin igual. Los alcanos presentan ésta hibridación. Los elementos del grupo 14 tienen cuatro electrones en sus niveles de energía ocupados más altos. Forman muchos compuestos covalentes compartiendo estos cuatro electrones con otros cuatro átomos; ejemplos característicos son CH4, CF4, CCl4, SiF4, etc. Todas estas moléculas son no polares y tetraédricas con ángulos de enlace de 109.50. En cada una de ellas el átomo del grupo 14 esta localizado en el centro de un tetraedro regular. Los cuatro átomos restantes se encuentran en las cuatro vértices del tetraedro.

Figura 17. Moléculas tetraédricas Los elementos del grupo 14 aportan cuatro electrones en las moléculas tetraédricas, y los 4 átomos restantes aportan un electrón cada uno. Ejemplo CH4 6C=1s22s22p2 alta densidad electrónica en torno a él Los átomos que se enlazan al átomo central, se acomodan en ángulos de 1090 28’ aproximadamente aunque puede variar este ángulo dependiendo de las interacciones electrónicas. Según la teoría E.V., cada átomo del grupo 14 debe tener cuatro orbitales equivalentes para el enlace. Para ello, el C forma cuatro orbitales híbridos sp3 mezclando los orbitales s y los tres orbitales p de la capa externa. Esto da como resultado cuatro electrones desapareados. Cada uno de los cuatro átomos que se enlazan con el C tienen un orbital atómico semilleno que puede superponerse con los híbridos sp3 semillenos como en el CH4. Por lo general la hibridación sp3 se produce en el átomo central de una molécula cuando existen cuatro regiones de alta densidad electrónica en torno a ese átomo.

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Moléculas con un par de electrones no compartidos Los elementos del grupo 15 tienen cinco electrones en su capa de valencia y forman algunos compuestos covalentes compartiendo tres de estos electrones con otros tres átomos. Dos ejemplos son el amoníaco NH3 y el trifluoruro de nitrógeno NF3. Ambos son moléculas polares piramidales, con un par de electrones no compartidos en el átomo de nitrógeno. Ejemplo NH3

7N = 1s2 2s2 2p3

Los resultados experimentales sugieren que existen cuatro orbitales casi equivalentes, tres son de enlace y en el cuarto se encuentra el par solitario; de manera que se requieren cuatro orbitales híbridos; tanto en NH3 como en el NF3 tienen un par no compartido de electrones ocupando uno de los orbitales híbridos sp3, los restantes participan en el enlace compartiendo electrones con otros átomos.

Moléculas con dos pares de electrones no compartidos Los elementos del grupo 16 tienen seis electrones en sus niveles de energía más altos y forman muchos compuestos covalentes compartiendo dos electrones adicionales de otros dos átomos. Algunos ejemplos característicos son H2O, H2S y Cl2O. Todas estas moléculas son polares y angulares.

El ángulo de enlace del H2O es de 104.50 es cercano al valor tetraédrico (109.50). La teoría E.V. postula cuatro orbitales híbridos sp3 centrados sobre el átomo de O: dos participan en el enlace y dos contienen pares de electrones solitarios. Con facilidad se puede explicar el ángulo de enlace observado de 104.50. El ángulo de enlace esperado para hibridación sp3 es 109.50. Sin embargo, los dos pares solitarios se repelan entre sí y con los pares de enlace con bastante fuerza. Estas repulsiones fuerzan a los pares de enlace más cerca entre sí y como resultado el ángulo de enlace disminuye. La disminución del

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ángulo de enlace H-O-H (de 109.50 a 104.50 ) es mayor que la disminución correspondiente en los ángulos de enlace H-N-H del amoníaco ( de 109.50 a 1070 ). HIBRIDACIÓN SP3D Como el fósforo es el elemento central en las moléculas de PF5, es necesario que disponga de cinco orbitales semillenos para enlazarse con los cinco átomos de F. De nuevo se recurre a la hibridación. Ésta se efectúa con un orbital d de un conjunto vacío de orbitales 3d y los orbitales 3s y 3p del átomo de P. Ejemplo PCl5

15 P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 3d0

Los cinco orbitales híbridos sp3d apuntan hacia los vértices de una bipirámide triangular. Cada uno se superpone con un orbital 2p ocupado con un solo electrón del átomo de F. El apareamiento resultante de los electrones p y sp3d forman cinco enlaces covalentes.

Figura 18. Se aprecia la molécula con hibridación dsp3, la cual tiene una estructura con 5 pares de electrones compartidos que corresponde al PF5. HIBRIDACIÓN SP3D2

Los elementos más pesados del grupo 16 forman algunos compuestos covalentes compartiendo sus seis electrones de valencia con otros seis átomos, Un ejemplo es el hexafluoruro de azufre SF6 un gas no reactivo. Las moléculas con este tipo de hibridación son octaédricas y no polares. Los átomos de azufre pueden usar un orbital 3s, tres 3p y dos 3d para formar seis orbitales híbridos y acomodar seis pares de electrones. Ejemplo SF6

16S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 3d0

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Los seis orbitales híbridos sp3d2 se encuentran orientados hacia los vértices de un octaedro regular. Cada orbital híbrido sp3d2 se superpone con un orbital p semilleno del flúor para formar un total de seis enlaces covalentes .

Algunas moléculas tienen 6 pares de electrones alrededor del átomo central. Como ejemplo, estudiemos el hexafluoruro de azufre, SF6 cuya estructura de octetos será que hay 6 pares de electrones alrededor del S. Esto exige que se agrupen octaédricamente y para ello, nuevos Orbitales Atómicos (OA's) que los alojen apuntando a los vértices del octaedro. Esto se logra con una hibridación d2sp3 en el átomo central que forma 6 híbridos, cada uno unido al F. Cualquier molécula que contenga un átomo central rodeado de 6 pares de electrones, deberá agrupar octaédricamente los átomos a su alrededor y requeridos en una hibridación d2sp3

Figura 19. Se muestra la molécula de SF6 la cual tiene hibridación d2sp3

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2.4.4 TEORIA DEL ORBITAL MOLECULAR TOM: ORBITALES MOLECULARES DE ENLACE Y ANTIENLACE La teoría EV tiene aspectos positivos y negativos, su mayor debilidad ha sido su incapacidad para explicar las propiedades magnéticas de las moléculas. La molécula de oxígeno, por ejemplo, se representa convencionalmente en Lewis, de la siguiente manera: . . . . :O = O: En esta representación todos los electrones están apareados, lo cual se contradice con la propiedad paramagnética del elemento. Surge entonces otra alternativa : .. .. : O - O: en la cual se ubican dos electrones desapareados sobre sendos átomos de oxígeno. Esta estructura tampoco es satisfactoria porque, en primer lugar, no está de acuerdo con la regla del octeto y, lo más importante, no concuerda con los hechos experimentales dado que la distancia O-O es de 0.121 nm, mucho más pequeña que la correspondiente a un enlace simple ordinario (0.148 nm). Un problema similar surge con la molécula de B2 encontrada en el vapor de Boro a altas temperaturas. Ambos compuestos poseen un número par de electrones de valencia, lo cual predeciría que todos los electrones estén apareados en estas moléculas, lo cual es contradictorio con su paramagnetismo, que requiere de dos electrones desapareados. La deficiencia de esta teoría de enlaces de valencia es que la misma supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. La teoría del orbital molécula se refiere a la combinación de orbitales atómicos de átomos distintos que forman orbitales moleculares (OM) de manera que los electrones que participan en ellos pertenecen a la molécula considerada como un todo. Las ondas de electrones que describen los orbitales atómicos tienen fases o amplitudes positivas(ascendentes) y negativas (descendentes). Al combinarse las ondas pueden interactuar en forma constructiva o destructiva. Si las ondas son idénticas, las ondas se suman e interferirán constructivamente para producir la onda. Si se restan, es como si las fases de onda se invirtieran y sumarán a la primera onda. Esto provoca interferencia destructiva lo que da lugar a amplitud cero. En forma similar cuando dos orbitales atómicos se sobreponen pueden encontrarse en la misma fase o fuera de fase. Cuando se sobreponen en fase existe interferencia constructiva en la región de los núcleos y se produce un orbital de enlace. La energía del orbital de enlace siempre es inferior(es más estable) que las energías de los orbitales que se combinan. Cuando se sobreponen fuera de fase, la interferencia destructiva reduce la probabilidad de encontrar electrones en la región entre los núcleos: esto da lugar a un orbital de antienlace que tiene mayor energía ( es menos estable que los orbitales atómicos que lo originaron). La superposición de dos orbitales atómicos siempre produce dos orbitales moleculares uno de enlace y otro de antienlace. La teoría de orbitales moleculares intenta tratar los enlaces en términos de orbitales que abarquen la molécula completa. Su representación trata de explicar el enlace covalente considerando los niveles de energía de los orbitales moleculares. Por cada orbital atómico que

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es usado, se forma un orbital molecular. Los electrones se ubican en esos orbitales moleculares siguiendo un nuevo tipo de orden Aufbau. Cuando se combinan dos orbitales atómicos para formar dos nuevos orbitales moleculares, uno de ellos resulta de menor energía y el otro, de mayor energía que el orbital atómico original y se denominan orbital molecular enlazante (OME) y orbital molecular antienlazante (OMAE) respectivamente. Orbitales molecular de antienlace σ* 1s _______ Orbital atómico 1s_____ _____Orbital atómico 1s _______ Orbital molecular de enlace σ* 1s Este principio fundamental se puede ilustrar considerando la combinación de dos orbitales atómicos 1s de distintos átomos para producir un orbital molecular de enlace σ1s y un orbital molecular de antienlace σ*1s (se lee sigma uno ese y sigma uno ese asterisco respectivamente). Además, de acuerdo al tipo de orbital que formen, serán σ o π. Para cualquier conjunto de pareja de orbitales p provenientes de átomos distintos, tendrá lugar primero una superposición de orbitales atómicos px de frente y se producirán orbitales moleculares σp y σ*p. Si los orbitales p restantes (py y pz) se superponen deberán hacerlo lateralmente dando lugar a orbitales moleculares π (pi). Según el número de orbitales que se superpongan se podrán formar hasta dos orbitales πp y otros dos orbitales π*p. Con lo anterior podemos concluir lo siguiente:

A) Cada orbital molecular puede alojar un máximo de dos electrones. B) El número de orbitales moleculares formados es igual al número de orbitales atómicos

que se han combinado. C) Los OM se ordenan por energías crecientes.

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2.4.5 CARACTERÍSTICAS DEL ENLACE COVALENTE: LONGITUD DE ENLACE, POLARIDAD Y ENERGÍA DE ENLACE LONGITUD DE ENLACE La longitud de enlace se define como la distancia entre el núcleo de dos átomos unidos por un enlace covalente en una molécula. Para un par dado de átomos, como carbono y nitrógeno, los enlaces triples son más cortos que los dobles, que a su vez, son más cortos que los enlaces sencillos. Los enlaces múltiples más cortos también son más estables que los enlaces sencillos.

TIPO DE ENLACE

LONGITUD DE ENLACE ( Ǻ)

C - H C - O C = O C - C C = C C ≡ C C - N C = N C ≡ N N - O N = O O - H

107 143 121 154 133 120 143 138 116 136 122 96

Tabla 23. Valores experimentales de algunas longitudes de enlace POLARIDAD EN LAS MOLÉCULAS La polaridad de las moléculas está dada por la distribución de las nubes electrónicas que forman los diversos enlaces existentes en la molécula. Cuando existe una distribución equitativa, se dice que la molécula es no polar. Cuando la distribución de cargas no sea equitativa o uniforme, entonces resultará una parte de la molécula más positiva y otra más negativa. En este caso la molécula es polar se comporta como un dipolo, similar a los polos de un imán. La polaridad de una molécula depende fundamentalmente de dos cosas: 1.- De la electronegatividad de los átomos: si no hay diferencia de electronegatividad entre los átomos constituyentes de la molécula, ésta es no polar. Si la diferencia existe, la polaridad depende de la conformación espacial. 2.- De la forma de la molécula: por ejemplo el CO2 es una molécula en la que existe una marcada diferencia de electronegatividad entre los átomos constituyentes C = 2.5 O = 3.5 Y la molécula es lineal, sin embargo esta disposición espacial no genera un desplazamiento de la nube electrónica y la molécula resultante es no polar.

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Sin embargo en la molécula de agua, además de existir una diferencia de electronegatividad, existe también una forma, responsable de la polaridad de la molécula: como se trata de una molécula que posee dos pares de electrones sin compartir, esto genera un ángulo de enlace cercano al valor tetraédrico (ángulo de enlace H-O-H :104.5º) responsable de la elevada polaridad del agua (momento dipolo 1.7 Debye). Momentos bipolares. La polaridad de una molécula la indicamos por su momento dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. El momento dipolar, se define como el producto de la carga Q y la distancia r entre las cargas: μ = Q x r Para mantener la neutralidad eléctrica, las cargas en ambos extremos de una molécula diatómica eléctricamente neutra, deben ser iguales en magnitud y de signo opuesto. Sin embargo en la ecuación Q se refiere solo a la magnitud de la carga y no a su signo, por lo que siempre es positiva. Los momentos dipolo generalmente se expresan en unidades Debye (D), así denominadas en honor de Peter Debye. El factor de conversión es:1 D = 3.33 x 10-30 C m (Donde C es Coulomb y m es metro) Un momento dipolar se mide colocando una muestra de la sustancia entre dos placas y aplicando un voltaje. Esto produce un pequeño desplazamiento de la densidad electrónica de cualquier molécula, así que el voltaje aplicado disminuye ligeramente. Sin embargo las moléculas diatómicas que contienen enlaces polares, tales como HF, HCl, y CO, tienden a orientarse en el campo eléctrico. Esto hace que el voltaje medido entre las placas disminuya más marcadamente para estas sustancias, y así decimos que estas moléculas son polares. Moléculas tales como F2 o N2 no se reorientan, así que el cambio de voltaje entre las placas es ligero; decimos que estas moléculas son no polares. Generalmente, cuando las diferencias de electronegatividades en las moléculas diatómicas aumentan, los momentos dipolares medidos aumentan. Los momentos dipolares asociados con enlaces individuales sólo pueden medirse en moléculas diatómicas simples. Más que pares seleccionados de átomos, lo que se sujeta a medición son moléculas enteras. Los valores medidos de momentos dipolares reflejan las polaridades globales de las moléculas. Para las moléculas poliatómica son el resultado de todos los dipolos de enlace de las moléculas. El momento dipolo de una molécula formada por tres o más átomos está determinado tanto por la polaridad de sus enlaces como por su geometría. La presencia de enlaces polares no necesariamente significa que la molécula presente un momento dipolo. Por ejemplo el dióxido de carbono (CO2) es una molécula triatómica, por lo que su geometría puede ser lineal o angular. Cuando la molécula es lineal; no tiene momento dipolo y, cuando la molécula es angular; tiene un momento dipolo. En este caso, el momento dipolo de la molécula completa es la resultante de los dos momentos de enlace, es decir, de los momentos dipolos individuales de los enlaces C = O. el momento de enlace es una cantidad vectorial, lo que significa que tiene tanto magnitud como dirección. El momento dipolo medido es igual a la suma vectorial de los momentos de enlaces.

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Tabla 24. Valores de Momentos Dipolares ENERGÍA DE ENLACE Una medida de la estabilidad de una molécula es su energía de disociación de enlace (o energía de enlace), que es el cambio de entalpía necesario para romper un enlace específico de un mol de moléculas gaseosas.(Las energías de disociación del enlace en sólidos y líquidos son alteradas por las moléculas vecinas). Para medir el calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante, los químicos utilizan una propiedad denominada entalpía, que se representa con el símbolo H y se define como E + PV. La entalpía es una propiedad extensiva, su magnitud depende de la cantidad de materia presente. Es imposible determinar la entalpía de una sustancia, por lo tanto lo que se mide realmente es el cambio de entalpía, ∆H(La letra griega delta ∆, simboliza cambio). Para la entalpía se emplea como punto de referencia el “nivel del mar” recibiendo el nombre de entalpía estándar de formación (∆Ho

f) ; que se define como el cambio de calor que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm. Se dice que los elementos están en su estado estándar a 1 atm, de aquí el término “entalpía estándar”. El superíndice “o” representa las condiciones del estado estándar (1 atm) y, el subíndice “f”, significa formación. A pesar de que el estado estándar no específica una temperatura, siempre se utilizarán valores de ∆Ho

f medidos a 25oC. La energía de disociación del enlace determinada experimentalmente para la molécula de hidrógeno es: H2(g) H(g) + H(g) ∆Ho = 436.4 kJ

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Esta ecuación muestra que para la ruptura de enlaces covalentes en 1 mol de moléculas de H2 gaseoso son necesarios 436.4 kJ de energía. Para las moléculas de cloro que son menos estables, Cl2(g) Cl(g) + Cl(g) ∆Ho = 242.7 kJ Las energías de enlace también se pueden medir directamente para moléculas diatómicas que contienen elementos diferentes, como el HCl, HCl(g) H(g) + Cl(g) ∆Ho = 431.9 kJ Así como para moléculas que contienen dobles y triples enlaces: O2(g) O(g) + O(g) ∆Ho = 498.7 kJ N2(g) N(g) + N(g) ∆Ho = 941.4 kJ La medición de la fuerza de enlaces covalentes en moléculas poliatómicas es más complicada. Por ejemplo en el caso del agua, las mediciones muestran que la energía necesaria para romper el primer enlace O – H es diferente de la que se requiere para romper el segundo enlace O – H : H2O(g) H(g) + OH(g) ∆Ho = 502 kJ OH (g) H(g) + O(g) ∆Ho = 427 kJ En ambos casos el enlace O – H se rompe, pero el primer paso es más endotérmico que el segundo. La diferencia entre los dos valores de ∆Ho indica que el segundo enlace O –H experimenta en sí mismo un cambio debido a una modificación en el medio ambiente químico. Ahora se puede entender por qué la energía de enlace de la misma unión O – H en dos moléculas diferentes, como el metanol (CH3OH) y el agua (H2O) no será la misma ya que sus ambientes son distintos. Así, para las moléculas poliatómicas se puede hablar sólo de la energía de enlace promedio de un enlace particular. Por ejemplo, se puede medir la energía del enlace O – H en diez diferentes moléculas poliatómicas y obtener la energía de enlace promedio dividiendo la suma de las energías de enlace entre 10. La tabla muestra una lista de las energías de enlace promedio de varias moléculas diatómicas y poliatómicas. Debemos recordar que los enlaces triples son más fuertes que los enlaces dobles, que a su vez, son más fuertes que los enlaces sencillos.

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ENLACE ENERGÍA DE ENLACE (kJ/mol)

ENLACE ENERGÍA DE ENLACE (kJ/mol)

H - H N - N H - O H - S H - P H - F H - Cl H - Br H - I C - H C - C C = C C ≡ C C - N C = N C ≡ N C - O C = O C - P

436.4 393 460 368 326 568.2 431.9 366.1 298.3 414 347 620 812 276 615 891 351 745 263

C - S C = S N - N N = N N ≡ N N - O N - P O - O O = O O - P O = S P - P P = P S - S S = S F - F Cl - Cl Br - Br I - I

255 477 193 418 941.4 176 209 142 498.7 502 469 197 489 268 352 156.9 242.7 192.5 151.0

Tabla 25. Energías de enlace promedio de moléculas diatómicas y poliatómicas. 2.5 TEORÍAS PARA EXPLICAR EL ENLACE METÁLICO El enlace en los metales se llama enlace metálico y se debe a las atracciones eléctricas entre iones metálicos con carga positiva y electrones móviles deslocalizados que pertenecen al cristal como un todo. Este tipo de enlace es claramente distinto a los enlaces iónicos y covalentes. Se puede visualizar como una formación tridimensional de iones positivos que permanecen fijos en la red cristalina, mientras que los electrones de valencia, débilmente sujetos, se mueven con libertad por todo el cristal. El movimiento de estos electrones de valencia, similar al fluido, por toda la red cristalina, hace que los metales sean buenos conductores del calor y de la electricidad. Una característica importante que diferencía a los metales de los compuestos iónicos y de los que tienen enlaces covalentes es que sólo en estado sólido los metales conducen la electricidad. Uno de los modelos más sencillos para explicar las propiedades de los metales es el de “mar” de electrones, que propone un conjunto de átomos formando una red ordenada de iones

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positivos o sea, los átomos metálicos desprovistos de sus electrones, que pueden trasladarse a través de la red como las moléculas de un gas dentro del recipiente que las contiene. El enlace metálico ocurre entre átomos de metales, consiste en un conjunto de cargas positivas que son los kernel de los átomos metálicos y los electrones periféricos pertenecen a todos los cationes, es decir los átomos se encuentran unidos entre sí por una nube electrónica que rodea a los kernels. Podemos representar a un metal como un enrejado de iones positivos colocados en los nudos de una red cristalina y sumergidos en un mar de electrones móviles. Ejemplos: Na, Au, Fe, Cu, Zn, Be y aleaciones metálicas. PROPIEDADES DEL ENLACE METÁLICO Entre sus propiedades principales están las siguientes: puntos de fusión y ebullición generalmente elevados, brillo metálico, tenacidad, dureza, maleabilidad (laminado, estiraje, doblado), ductilidad (hilos, alambres), alta conductividad térmica y eléctrica. En la industria los metales tienen una amplia aplicación; por su ductilidad y conductividad se fabrican cables y alambres de diferentes diámetros; por su maleabilidad se elaboran láminas y hojas para cubiertas; por su dureza y tenacidad se le emplea en la fabricación de herramientas, utensilios, piezas mecánicas, etc. También se aplica en equipo instrumental científico o de laboratorio, médico, mecánico; partes de automóviles, tuberías para conexiones de agua y eléctricas; acuñación de monedas, soldaduras, linotipias, joyería, adornos, protecciones, etc 2.5.1 TEORÍA DEL MAR DE ELECTRONES DESLOCALIZADOS Supóngase que se dispone de un conjunto de átomos de Na aislados y que con ellos se construye una red cristalina cúbica centrada en el cuerpo de estos átomos. Puede imaginarse que vamos añadiendo paulatinamente 1,2,3,4…N…átomos de sodio hasta formar un cristal de dimensiones apreciables ( parece ser que unos pocos cientos es suficiente), cada átomo de sodio tiene un orbital 3s de valencia con un solo electrón. A medida que va aumentando el número de átomos en el cristal en formación, aumenta, también, el número de orbitales moleculares que se pueden construir con los correspondientes orbitales 3s.

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Figura 20. Diagrama esquemático representando la construcción de la banda de orbitales 3s del cristal de sodio metálico. Un cristal que contuviera un mol de átomos de sodio (6.02x 10 23 átomos) pesaría 22.99 gramos y podría presentarse en forma de un cubo de 2.87 cm de arista solamente. En este gran conjunto de orbitales moleculares del cristal existe uno que es el más estable y de mínima energía (el más enlazante). En este orbital molecular, cada orbital 3s de un determinado átomo se combina en fase con los orbitales 3s de los átomos vecinos más próximos, es decir en este caso todos los orbitales 3s de los átomos se encuentran combinados en fase. Por otra parte, existe un orbital molecular del cristal que es el menos estable y de máxima energía (el más antienlazante). En este orbital molecular, el orbital 3s de un determinado átomo se combina en posición de fase con los orbitales 3s de los 8 átomos vecinos más próximos, y éstos, a su vez, se combinan de la misma forma con sus más inmediatos vecinos. El intervalo de energía entre el orbital más enlazante y el menos enlazante depende del grado de solapamiento entre los orbitales 3s de los átomos de la red. Fundamentalmente, depende del solapamiento entre el orbital 3s de un determinado átomo y los correspondientes orbitales 3s de sus átomos vecinos próximos; es decir de la distancia Na-Na en el cristal, o lo que es lo mismo, de los parámetros estructurales de la celda elemental (longitud de la arista del cubo). Los parámetros estructurales del cristal condicionan la amplitud del intervalo de energías entre el nivel máximo y mínimo. Pero, por otra parte, en el intervalo de energía entre el orbital más enlazante y el menos enlazante del cristal existen 6.02x1023 orbitales distintos, cada uno con su energía propia. Queda claro que en este conjunto de orbitales moleculares del cristal, la diferencia de energía entre dos consecutivos debe ser muy pequeña. Este conjunto de orbitales moleculares forma una serie finita y discreta de niveles energéticos, pero cada uno de ellos tan próximo en energía a sus inmediatos vecinos que forman casi un sistema continuo de energías. Este conjunto de orbitales del cristal se denomina una banda o una banda de orbitales.

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BANDA DE VALENCIA Y BANDA DE CONDUCCIÓN Un sólido, metálico o no, (el modelo de bandas es aplicable a cualquier tipo de sólido) puede tener un sistema de bandas muy complicado. De todas maneras, dos de ellas son especialmente importantes: la última banda total o parcialmente llena con electrones, y la primera vacía. Esta situación recuerda a la que ya se menciono en la teoría de orbitales moleculares para moléculas más o menos complejas. El último orbital molecular lleno con pares de electrones y el primero vacío son de especial importancia para explicar las propiedades químicas de la molécula. A menudo, una banda totalmente llena con electrones es denominada banda de valencia, y una parcialmente llena banda de conducción. Esta nomenclatura es parcialmente utilizada al estudiar los sólidos semiconductores y será útil en las explicaciones que se llevarán a cabo a continuación. La situación que se da entre las bandas s y p de los elementos alcalinos y alcalinotérreos (que solapan parcialmente) no es la única. La determinación del sistema de bandas en un sólido es difícil y matemáticamente compleja. No pueden utilizarse métodos cualitativos eficaces, como en el caso de la teoría de orbitales moleculares. La teoría de orbitales moleculares se ha utilizado para explicar el enlace en cristales metálicos tales como sodio puro o aluminio puro. Sin embargo esta teoría no explica bien este enlace, ya que presenta varios errores. Un modelo sencillo alternativo consecuente con la teoría de bandas es la descripción del << mar de electrones >>. Este sencillo modelo permite explicar satisfactoriamente propiedades características de los metales tales como conductividad y dureza mecánica. Todos los círculos son protones (+). Figura 21. Los círculos son protones inmersos sobre mar de electrones Otro ejemplo es un cristal puro de silicio el cual es aislante (mal conductor de la electricidad), lo cual implica que es necesario aplicar una gran cantidad de energía para lograr que los electrones circulen a lo largo del cristal. En un cristal hay una enorme cantidad de átomos y por tanto de electrones. Los niveles de energía disponibles en el sodio son muchos a diferencia de los átomos aislados donde las energías disponibles están espaciadas, en el sólido hay niveles continuos de energía llamados bandas.

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Los electrones de valencia del Silicio están localizados sobre los átomos y ocupan lo que se conoce como banda de valencia a energías bajas sin embargo a energías mas altas se encuentra la banda de conducción que tiene niveles mas deslocalizados pero no contiene electrones. Sólo cuando los electrones del Si adquieren la energía suficiente para saltar de la banda de valencia a la de conducción es que el cristal puede conducir la corriente. 2.5.2 TEORÍA DE BANDAS En sus primeros esfuerzos para explicar la estructura electrónica de los metales, los científicos esgrimieron las propiedades de su buena conductividad térmica y eléctrica para apoyar la teoría de que los metales se componen de átomos ionizados, cuyos electrones libres forman un “mar” homogéneo de carga negativa. La atracción electrostática entre los iones positivos del metal y los electrones libres, se consideró la responsable del enlace entre los átomos del metal. Así, se pensaba que el libre movimiento de los electrones era la causa de su alta conductividad eléctrica y térmica. La principal objeción a esta teoría es que en tal caso los metales debían tener un calor específico superior al que realmente tienen. En 1928, el físico alemán Arnold Sommerfeld sugirió que los electrones en los metales se encuentran en una disposición cuántica en la que los niveles de baja energía disponibles para los electrones se hallan casi completamente ocupados. En el mismo año, el físico estadounidense de origen suizo Felix Bloch, y más tarde el físico francés Louis Brillouin, aplicaron esta idea en la hoy aceptada “teoría de bandas” para los enlaces en los sólidos metálicos. De acuerdo con dicha teoría, todo átomo de metal tiene únicamente un número limitado de electrones de valencia con los que unirse a los átomos vecinos. Por ello se requiere un amplio reparto de electrones entre los átomos individuales. El reparto de electrones se consigue por la superposición de orbitales atómicos de energía equivalente con los átomos adyacentes. Esta superposición va recorriendo todo el metal, formando amplios orbitales que se extienden por todo el sólido, en vez de pertenecer a átomos concretos. Cada uno de estos orbitales tiene un nivel de energía distinto debido a que los orbitales atómicos de los que proceden, tenían a su vez diferentes niveles de energía. Los orbitales, cuyo número es el mismo que el de los orbitales atómicos, tienen dos electrones cada uno y se van llenando en orden de menor a mayor energía hasta agotar el número de electrones disponibles. En esta teoría se dice que los grupos de electrones residen en bandas, que constituyen conjuntos de orbitales. Cada banda tiene un margen de valores de energía, valores que deberían poseer los electrones para poder ser parte de esa banda. En algunos metales se dan interrupciones de energía entre las bandas, pues los electrones no poseen ciertas energías. La banda con mayor energía en un metal no está llena de electrones, dado que una característica de los metales es que no poseen suficientes electrones para llenarla. La elevada conductividad eléctrica y térmica de los metales se explica así por el paso de electrones a estas bandas con defecto de electrones, provocado por la absorción de energía térmica.

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En el siguiente ejemplo se muestra un ejemplo más de la teoría de bandas:

... Figura 22. En el enlace metálico a diferencia del enlace covalente no se forma solo una molécula de Li sino muchas por lo tanto las energías de enlace y antienlace cada vez son más compactas por lo tanto dan lugar a una banda. Estas bandas de 1s 2s 2p etc. es la probabilidad de encontrar a los electrones. En esta teoría, como la diferencia de energías es poca, la mínima cantidad de energía hace que el electrón se mueva y de características de brillo y conductividad. LOS ELEMENTOS ALCALINOTÉRREOS Sólo el Ba y el Ra poseen una estructura semejante a la de los elementos alcalinos; los elementos Be, Mg, Ca y Sr tienen una estructura hexagonal compacta. De todas formas y de una manera elemental, se les puede aplicar el modelo de bandas, tal como se ha hecho con el Na y los metales alcalinos. Todos estos metales tienen dos electrones de valencia; y en consecuencia, la banda s completamente llena no proporciona ninguna movilidad a sus electrones, debido a ello no serían conductores de la electricidad de no ser por la banda p, parcialmente solapada con la s, que asegura el fácil acceso de los electrones a niveles energéticos superiores y, con ello, la conductividad eléctrica característica de todos estos metales. METALES Un sólido será un metal si la última banda que contiene electrones está semillena (caso de los elementos alcalinos) o, si a pesar de estar completamente llena, la primera banda vacía solapa en cierta extensión con aquella. El carácter metálico y la conductividad de los elementos del grupo 11, Cu, Ag y Au, cuya configuración electrónica en estado fundamental es [ ]ns1(n-1)d10(muy semejante al de los elementos alcalinos) se explica de la misma manera.

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La conductividad eléctrica de un metal disminuye con la temperatura. Este hecho contrasta con la mayor movilidad que deben tener los electrones al aumentar aquélla, pero es que hay que tener en cuenta otro hecho. En su movimiento a través del cristal, los electrones se desplazan a través de la red periódica de los núcleos, siendo atraídos sucesivamente por ellos. Al aumentar la temperatura, la red cristalina vibra cada vez con mayor intensidad, y en ciertos momentos su periodicidad puede ser destruida o modificada temporalmente, lo cual no beneficia en absoluto al mecanismo de conducción. 2.5.3 CLASIFICACIÓN DE LOS SÓLIDOS EN BASE A SU CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA: AISLANTE, CONDUCTOR, SEMICONDUCTOR METALES Y CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA Las energías de ionización de los átomos metálicos son las más pequeñas entre los elementos. Debido a esto, cuando se forma un metal, los electrones más externos quedan deslocalizados, es decir, dejan de pertenecer únicamente a un átomo metálico para pasar a formar parte de toda la red cristalina. Esta nube de electrones mantiene unido al arreglo de iones positivos. Basta una pequeña diferencia de potencial para que los electrones “libres” de los metales se muevan a lo largo del sólido, razón por la cual son buenos conductores de la electricidad. Los cables eléctricos que utilizamos son de Cobre, y aunque la Plata tiene mayor conductividad eléctrica no se emplea porque es más cara. PROPIEDADES DE LOS METALES Las propiedades físicas generales de los metales pueden explicarse basándose en el enlace metálico de los sólidos. La fuerza de enlace metálico en sí, depende del número de electrones en especial de electrones desapareados que se encuentran mas allá de la ultima etapa de configuración de gas noble. Los metales cristalizan en forma de sólidos y se considera que los iones metálicos que ocupan los sitios de las redes cristalinas se encuentran dentro de una nube de electrones de valencia deslocalizados. Prácticamente todos los metales cristalizan en algunos de los tres tipos de redes cristalinas: 1.-cúbica con centro en el cuerpo. 2.-cúbica con centros en las caras (llamada también de empacamientos cercanos). 3.-hexagonal, de empacamientos cercanos. El enlace en los metales se llama enlace metálico y se debe a las atracciones eléctricas entre iones metálicos con carga positiva y electrones móviles deslocalizados que pertenecen al cristal como un todo. Este tipo es distinto a los enlaces iónicos y covalentes. Se puede visualizar como una formación tridimensional de iones positiva que permanece fijo en la red cristalina, mientras que los electrones de valencia, débilmente sujetos, se mueven con libertad por todo el cristal. Los metales cuyos electrones están sujetos con menos fuerza son los mejores conductores de la electricidad.

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Cuando se constituye una nube electrónica que rodea a todo el conjunto de iones positivos, dispuestos ordenadamente, se forma un cristal metálico. Por ejemplo : El Na; los cationes sodio ocupan posiciones ordenadas dentro de un cubo y los electrones envuelven toda la estructura.

Figura 23. La estructura muestra un solo cristal de Ge- Si La teoría más sencilla del enlace metálico fue introducida por Drude a principios de siglo y recibió el nombre de teoría del electrón libre o del mar de electrones. Posteriormente surgió la teoría de bandas, más amplia al permitir realizar un estudio general del estado sólido y explicar las propiedades particulares de los metales y no metales sólidos. El gran éxito de esta teoría fue el dar una explicación satisfactoria de las propiedades conductoras de las sustancias sólidas, clasificándolas en conductoras, semiconductoras y aislantes, lo cual fue de vital importancia para el conocimiento, fabricación y utilización de los sistemas semiconductores en la industria de la electrónica. Algunos metales que conducen la electricidad son: a) El hilo de Cobre conduce la corriente eléctrica por ser un conductor metálico, en el que los electrones de valencia gozan de libertad para moverse por entre los cationes de la red al aplicar un campo eléctrico externo. b) En la disolución de Cu(NO3)2 los iones poseen suficiente movilidad para desplazarse dentro de un campo eléctrico, conduciendo la corriente . Las estructuras metálicas tienen algunas propiedades muy características, en el cristal cada átomo tiene un número de coordinación muy elevado y la estructura presenta una conductividad eléctrica y térmica muy grande. El empaquetamiento de los átomos en el cristal es de tal forma que los mantiene muy próximos entre sí. Un metal se puede considerar como un conjunto de iones positivos, que en general son esferas de radio idéntico, empaquetados de forma que dejan libres entre ellos el menor espacio posible.

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A continuación se presenta una tabla de conductividad de algunos materiales: Tabla 26. Coeficientes de Conductividad Térmica (W/m ºC)Materiales Coeficiente de conductividad térmica CO2 0,015 Freón 12 0,073 Helio 0,141 Aire 0,24 Agua 0,556 Vidrio 0,78 Mármol 1,83 Cuarzo 41,6 Fierro 73 Aluminio 202 Cobre 385 Plata 410 La estructura cristalina de los metales y aleaciones explica el hecho de que los metales sean buenos conductores de la electricidad. TIPOS DE CONDUCCIÓN LOS SÓLIDOS CONDUCTORES En el caso de los sólidos conductores, la conducción se da porque existen un gran número de niveles de energía vacíos en la banda de conducción, que es también la de valencia. Existen entonces portadores de carga en gran número, y espacio energético abundante y asequible dentro de la misma banda. El término conductor se aplica a cualquier material que soporte un flujo generoso de carga, cuando una fuente de voltaje de magnitud limitada se aplica a través de sus terminales . En un átomo de un metal, el electrón de valencia se ubica en un determinado nivel de energía. Cuando se unen N átomos de metal para formar el cristal, el nivel de energía del electrón en el átomo es reemplazado por numerosos niveles de energía, formando prácticamente un continuo. Decimos que se formó una banda de niveles de energía, la llamada banda de valencia, donde se ubican los electrones de valencia. Esta teoría predice que existe también una banda sin electrones, llamada banda de conducción, la que, en el caso de los metales, se superpone parcialmente o está muy cerca de la banda de valencia.

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Gráficamente lo podemos representar así:

Figura 24. Representación gráfica de bandas de valencia y conducción Los electrones que se encuentran en los niveles de energía de la banda de valencia pueden ser excitados a los niveles vacíos de la banda de conducción. Este movimiento de electrones de un nivel a otro constituye una corriente eléctrica. Por esto, los metales son buenos conductores. LOS AISLANTES En los aislantes la banda de valencia está completa, y la siguiente banda, vacía, tiene una brecha energética mayor. Un aislante es un material que ofrece un nivel muy bajo de conductividad bajo la presión de una fuente de voltaje aplicada. En un no-conductor o aislante, como por ejemplo el diamante, la banda de conducción está ubicada a una energía mucho mayor, de modo que los electrones no pueden moverse desde la banda de valencia a la de conducción. Es por eso que el diamante es un no-conductor. LOS SEMICONDUCTORES Prácticamente toda la tecnología moderna de comunicaciones (radio, TV, fax, computadoras, teléfonos, redes, etc) está basada en fenómenos y procesos que tienen que ver con la conducción de corriente eléctrica de manera muy controlada, a través de dispositivos semiconductores incorporados en circuitos integrados. Un semiconductor, por tanto, es un material que posee un nivel de conductividad sobre algún punto entre los extremos de un aislante y un conductor. En los semiconductores, la energía entre la banda de valencia, llena, y la de conducción, vacía, es pequeña por lo que algunos electrones pueden pasar aplicando una diferencia de potencial no muy grande, de la banda de valencia a la de conducción. En un semiconductor como el silicio por ejemplo, la situación es intermedia. La banda de conducción no se superpone con la de valencia, como en un metal, pero está suficientemente cerca como para que algunos electrones con suficiente energía térmica puedan saltar de una banda a otra. Debido a este fenómeno, los semiconductores son conductores, pero dado que solo pocos electrones se mueven a la banda de conducción, son conductores mucho más pobres que los metales.

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Al aumentar la temperatura, un número mayor de electrones tiene suficiente energía térmica como para pasar a la banda de conducción. Esto explica, en el contexto de la teoría de bandas, el aumento de la conductividad de un semiconductor con la temperatura. En resumen, la diferencia entre un metal, un semiconductor y un no-conductor depende de la brecha de energía entre la banda de valencia y la de conducción.

Figura 25. Se muestran las diferencias de energía (KJmol-1) entre las dos bandas para el carbono, que es un aislante, el silicio y el germanio, que son semiconductores, y el estaño, que es un metal. 2.5.4 IMPORTANCIA Y APLICACIONES DE LOS SEMICONDUCTORES Y LAS ALEACIONES Los semiconductores tienen aplicaciones importantísimas, las que están basadas en el descubrimiento que su conductividad puede ser cambiada drásticamente por la adición de cantidades muy pequeñas de impurezas. Si se incorpora una pequeña cantidad de fósforo o arsénico a silicio cristalino, los átomos de estas impurezas ocupan algunos sitios de la estructura del silicio. Sin embargo, dado que se necesitan solamente cuatro electrones para unirse a los cuatro átomos de silicio que rodean al átomo de fósforo o arsénico (elementos del grupo VA o 15), queda un electrón en exceso. Este electrón ocupa un nivel de energía en la banda de conducción, y bajo la influencia de un campo eléctrico aplicado puede moverse a través del cristal. El número de electrones que se incorpora a la banda de conducción, y en consecuencia, la conductividad del silicio, es proporcional al número de átomos de fósforo o arsénico agregados. Si se incorpora un átomo de boro (elemento del grupo IIIA o 13), contribuye con sólo tres electrones. Dado que necesita cuatro electrones para unirse con el silicio, sustrae un electrón de un átomo de silicio adyacente, dejándolo así cargado positivamente. Este hueco en la capa de valencia del silicio es llamado vacancia o agujero positivo. El hueco generado en el átomo de silicio puede ser cubierto por otro electrón de otro átomo de silicio vecino a aquél, y así sucesivamente. Si se aplica un potencial eléctrico, el

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hueco o agujero se mueve a través del cristal. En realidad, se mueve un electrón en la dirección opuesta. Dado que la carga que se mueve es positiva, se dice que estos conductores son del tipo p. En el caso anterior, dado que se mueve una carga negativa, el conductor es del tipo n. Al proceso de incorporar impurezas del tipo n o del tipo p se lo denomina dopado. En este proceso se añade del orden de cinco átomos de impureza por cada millón de átomos de silicio. Normalmente, la conductividad de un semiconductor se incrementa en un factor 100000 por la presencia de los átomos de impurezas. Una de las aplicaciones más importantes de los semiconductores se logra poniendo en contacto un conductor de tipo p con uno de tipo n. Si se aplica un potencial eléctrico a esta combinación de semiconductores, conectando el polo negativo al conductor tipo n y el polo positivo al conductor tipo p, la corriente puede fluir sin problemas, pero si se hacen las conexiones al revés, la corriente no puede fluir más. De manera que esa combinación de un conductor tipo n con otro de tipo p, llamado diodo, deja pasar la corriente en una sola dirección. En consecuencia, este tipo de dispositivo puede convertir corriente alterna en corriente continua. Por eso se lo llama rectificador. Si se combinan de diversas formas los conductores de tipo n y p, se obtienen dispositivos llamados transistores, que pueden amplificar corrientes y voltajes. Los transistores y otros dispositivos basados en semiconductores revolucionaron totalmente la industria electrónica. Gracias a los semiconductores fue posible reducir enormemente el tamaño de los dispositivos electrónicos. El desarrollo más importante de los últimos años fue la producción de circuitos integrados, consistente de miles de resistencias, transistores, rectificadores y capacitores, construidos con conductores de tipo n y p sobre una pieza única de silicio de dimensiones no mayores que algunos milímetros. Estos circuitos integrados ("chips") constituyen el corazón de los relojes digitales, de las calculadoras y de las computadoras personales. Materiales Extrínsecos tipo N y tipo P Las características de los materiales semiconductores pueden ser alteradas significativamente por la adición de ciertos átomos de impureza a un material semiconductor relativamente puro, estas impurezas pueden alterar en forma suficiente la estructura de la banda y cambiar totalmente las propiedades eléctricas del material. Un material semiconductor que haya sido sujeto de dopado se denomina un material extrínseco. Existen dos materiales extrínsecos de gran importancia para la fabricación de dispositivos semiconductores: el tipo n y el tipo p. Un cristal puro de Silicio es aislante (es decir mal conductor de la electricidad), lo cual implica que es necesario aplicar una gran cantidad de energía para lograr que los electrones circulen a lo largo del cristal. Si un cristal de Silicio se contamina cuidadosamente con un elemento que tenga un electrón más de valencia (como el Arsénico), los niveles energéticos del material (Silicio “dopado” con Arsénico) cambian y a los materiales se les conoce como semiconductores tipo n (n de negativo). Por el contrario, si el dopado es con Boro, habrá un defecto de electrones en la banda de valencia, y el cristal será un aceptor de carga, o un semiconductor tipo p(p de positivo).

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Material tipo N El material tipo N se forma mediante la adición de un número predeterminado de átomos de impureza al Germanio o al Silicio. El tipo n se crea a través de la introducción de elementos de impureza que poseen cinco electrones de valencia (pentavalentes), como el Antimonio, Arsénico y Fósforo. Las impurezas difundidas con cinco electrones de valencia se les llama átomos donadores. Material tipo P El material tipo p se forma mediante el dopado de un cristal puro de Germanio o de Silicio con átomos de impureza que poseen tres electrones de valencia. Los elementos que se utilizan con mayor frecuencia para este propósito son el Boro, Galio e Indio. A las impurezas difundidas con tres electrones de valencia se les conoce como átomos aceptores. 2.6 ENLACE EN COMPUESTOS DE COORDINACIÓN El enlace covalente coordinado se caracteriza porque uno de los átomos el que cede los dos electrones, y el otro sólo ofrece el espacio para acomodarlos. Una vez formado el enlace covalente coordinado, no se distingue de los demás; no es más que un par de electrones compartidos. Se define de la siguiente forma: “Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados”. En este caso el enlace se llama covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Ejemplo: En la estructura del ácido sulfúrico, el Azufre es el que aporta los dos electrones del par compartido en los átomos de Oxígeno que se encuentran arriba y abajo. .. :O: .. .. .. H· + · O· + ·S· + ·O· + ·H ·· .. .. :O: .. De los siguientes compuestos señala cuál par de electrones compartidos forman enlace covalente coordinado. .. .. .. a) O::C::O b) H:C:O:H ·· ·· :: ·· :O:

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.. .. .. .. c) :O :S :O: d) H: N:O:H .. :: .. : ·· :O: H .. ·· ·· .. e) H:O:C:O:H f) Ca ::O: ·· ·· ·· :O: ·· Por definición los compuestos de coordinación son aquellos en los que un ión o un átomo metálico se combina con una o más moléculas o iones que actúan como bases de Lewis. Una base de Lewis es aquella especie capaz de donar un par de electrones. NOMENCLATURA DE COMPUESTOS DE COORDINACIÓN Son conocidos como compuestos complejos; consisten regularmente en un elemento METALICO CENTRAL al cual se unen varios aniones y/o moléculas llamados LIGANDOS. Se dice que los ligandos están coordinados alrededor del METAL CENTRAL en la primera esfera de coordinación la cual se indica por paréntesis rectangulares y puede ser CATIÓN o ANION. Ejemplos:

K3[Fe(CN)6] [Fe(CN)6]-3 Anión

Hexaciano ferrato III de potasio Hexaciano ferrato III

[Cu(NH3)4]Cl Cloruro de tetramino Cobre I

[Cu(NH3)4]+1 Catión Tetramino Cobre I

Se puede apreciar que en la escritura de la fórmula de un complejo también se escribe primero el CATION seguido del ANION. Se nombran mencionando primero al ANION sea o no este el ION COMPLEJO. Ya que la cantidad de este tipo de compuestos se multiplica por el fenómeno de ISOMERÍA. Esta nomenclatura solo nos sirve para nombrar los complejos más simples y comunes. Si el ion complejo es un anión, se utilizará la terminación ATO. Si es catión o neutro, el nombre no cambia.

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Los constituyentes del complejo se nombran primero los aniónicos, moléculas neutras y el ion metálico central. A los ligantes aniónicos se les da terminación en "o". Ejemplos: OH-1 hidroxo Cl-1 cloro CN-1 ciano F-1 fluoro CNO--1 cianato O-2 oxo S-2 tio CO3

-2 carbonato C2O4

-2 oxalato NO3-1 nitrato

S2O3-2 tiosulfato NO2

-1 nitro SO4

-2 sulfato Los nombres de ligandos neutros no cambian, ejemplos: H2O agua (acuo), CO carbonilo, NH3 amino, NO nitrosilo El número de ligandos simples es indicado por los prefijos di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-. Para los ligandos complejos como la etilendiamino se emplean bis-, tris, tetrakis, pentakis. El número de oxidación del ion metálico central es indicado por un número romano encerrado en paréntesis. Ejemplo: K4[Fe(CN)6] Hexacianoferrato (II) de potasio

K+1 [Fe(CN)6]-4

[Co(NH3)4(H2O)Cl]Cl2 = Cloruro de cloro-acuo Tetramino Cobalto (III) [Pt(NH3)4][PtCl6] = Hexacloroplatinato (IV) de Tetramino platino (II) [Cu(en)2]SO4 = Sulfato de bis (etilendiamino) Cobre (II) [Ni(CO)4] = Tetracarbonilo de niquel (0) [Ag(NH3)2]Cl = Cloruro de diamino plata (I) [Co(NH3)3Cl3] = Tricloro triamino cobalto (III) K3[Al(C2O4)3] = Tris oxalato aluminato de potasio Existen nombres triviales que se imponen sobre el nombre moderno. Ejemplo: K3[Fe(CN)6] Ferricianuro de potasio Trivial Hexaciano Ferrato (III) de potasio Moderno

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La nomenclatura de iones complejos es similar pero anteponiendo la palabra ión. Ejemplo: CATION [Pt(H2O)2Cl2]+2 ión dicloro di-acuo platino (IV) ANION [Pt(NH3)2(CN)6]-2 ión hexaciano diamino platinato (IV) ANION [CoF4]-1 ión tetrafluoro cobaltato (III) CATION [Cr(H2O)6]+3 ión hexa acuo cromo (III) IMPORTANCIA DE LOS COMPUESTOS DE COORDINACIÓN En cuanto a las aplicaciones médicas de los complejos, destacan por ejemplo algunos complejos de Platino, que presentan una marcada actividad antitumoral. Por su parte, el EDTA se puede utilizar como antídoto contra el envenenamiento por metales pesados, ya que forma complejos estables con ellos, que se pueden disolver en agua y ser eliminados por el organismo a través la orina. Además, los complejos juegan un papel fundamental en la vida. Por ejemplo en los glóbulos rojos el grupo hemo, complejo de hierro que, al oxidarse formando un nuevo complejo capaz de transportar el oxígeno que las células del organismo necesitan para vivir. A partir de este punto, es fácil comprender por qué el monóxido de carbono es letal para los seres vivos. Al ser un ligando muy fuerte, cuando se respira se fija al hierro del grupo hemo y lo bloquea, incapacitando al glóbulo rojo para transportar oxígeno. Cuando se está en una atmósfera de monóxido de carbono, se produce la muerte por asfixia de forma rápida. Los complejos poseen también importantes aplicaciones industriales, por ejemplo, para la extracción de metales preciosos de las minas se emplea el cianuro como ligando, ya que facilita la disolución de estos metales, muy difíciles de extraer. También se emplean los complejos como colorantes, especialmente los de la familia de los alumbres. La reacción de formación de dichos compuestos se emplea además por la policía para detectar el alcohol en el aliento en los controles de alcoholemia. 2.7 TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES Y PROPIEDADES FÍSICAS TIPOS DE FUERZAS El vapor de agua o hielo de un glacial son diferentes formas de una sustancia. El agua y sus propiedades químicas son iguales, sin embargo, existen diferencias entre sus propiedades físicas dependiendo del estado en que se encuentren. Esto se debe a la existencias de pequeñas fuerzas atractivas llamadas intermoleculares. Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas. El comportamiento molecular depende en gran medida del equilibrio (o falta de él) de las fuerzas que unen o separan las moléculas, y el estudio de esos fenómenos fue parte importante del desarrollo de la química física en el siglo XX. Las fuerzas de atracción explican la cohesión de las moléculas en los estados líquido y sólido de la materia, y se llaman fuerzas de largo alcance o fuerzas de Van der Waals en honor al

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físico holandés Johannes Diderik Van der Waals. Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, el rozamiento, la difusión, la tensión superficial y la viscosidad. El fenómeno de las fuerzas de corto alcance o repulsivas es más complejo, y aún no se conoce por completo, pero se observa normalmente entre moléculas que no interaccionan químicamente. Estas fuerzas empiezan a ser importantes cuando las nubes electrónicas se sobreponen (solapan), y la energía correspondiente se denomina energía de intercambio o de superposición. La energía de intercambio repulsiva es la responsable de la rigidez mecánica o impenetrabilidad de las moléculas y de los límites de compresibilidad de la materia. Las fuerzas de intercambio pueden ser también de atracción, como las de los átomos que reaccionan químicamente entre sí. Estas fuerzas de atracción se llaman fuerzas de valencia o de Van Der Waals y desempeñan un papel muy importante en el campo de la química. La Energía Cinética mantiene a las moléculas en movimiento y depende de la temperatura de la sustancia, por lo tanto podemos afirmar que: a) Los líquidos tienen fuerzas moleculares más débiles que los sólidos b) Las fuerzas intermoleculares intentan mantener a las moléculas juntas c) Los gases tienen fuerzas moleculares más débiles que los líquidos Tanto los sólidos como los líquidos tienen sus partículas muy cercanas unas a otras, por ello les llamamos fases condensadas para distinguirlas de los gases y cuando una sustancia molecular cambia de estado, los átomos dentro de la molécula permanecen sin cambio. La temperatura a la cual un líquido hierve refleja la cantidad de energía cinética que se requiere para vencer las fuerzas atractivas intermoleculares, esto también se aplica al caso de los sólidos para cuando hablamos del punto de fusión de una sustancia. Entonces, se puede decir que la fortaleza de las interacciones moleculares determina las propiedades de físicas de una sustancia Interacciones atractivas entre moléculas neutras y cargadas (iónicas) Todas estas interacciones serán de naturaleza electrostática a) Interacciones ion-dipolo Interacciones atractivas entre las moléculas neutras b) Interacciones dipolo-dipolo c) Interacciones de dispersión de London d) Interacciones de puente de hidrógeno Típicamente las interacciones dipolo-dipolo y de dispersión se agrupan y se les conoce como fuerzas de Van der Waals.

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2.7.1 FUERZAS DE VAN DER WAALS Fuerza intermolecular atractiva, pero poco intensa, que se ejerce a distancia entre moléculas. Son fuerzas de origen eléctrico que pueden tener lugar entre dipolos instantáneos o inducidos y entre dipolos permanentes. Las fuerzas entre dipolos instantáneos o inducidos se producen entre moléculas no polares como es el caso del oxígeno, el nitrógeno o el cloro, y también entre átomos como el helio o el neón, y reciben el nombre de fuerzas de dispersión. Este tipo de fuerzas es el responsable de que estas sustancias puedan ser licuadas e incluso solidificadas. Las nubes electrónicas de las moléculas o de los átomos sufren vibraciones y producen dipolos con una orientación determinada, pero de vida muy breve ya que un instante después el dipolo tiene la orientación contraria. Estos dipolos inducen otra deformación en las moléculas contiguas y originan fuerzas de atracción entre ellas. Las fuerzas entre dipolos permanentes se producen cuando las moléculas son polares, como el dióxido de azufre (SO2) o el monóxido de carbono (CO), y existe atracción entre el polo de una molécula y el polo opuesto de otra molécula contigua. Estas fuerzas siguen siendo débiles pero son más intensas que las fuerzas de dispersión y, aunque éstas siguen existiendo, predominan las de atracción dipolo-dipolo. ENLACE DIPOLO - DIPOLO Ocurre cuando los átomos de una molécula tienen diferencias de electronegatividad, se polarizan, produciendo un dipolo Cuando dos dipolos se avecinan, se atraen, dando como resultado cierta unión. Estas interacciones se presentan entre las moléculas neutras polares a) Las moléculas polares se atraen entre sí cuando la carga positiva está cerca de la negativa de la otra. b) Las moléculas polares deben de estar cerca unas de otras para que la fuerza atractiva de la interacción sea significativa c) Las interacciones dipolo-dipolo son mucho menores que las interacciones ion-dipolo. d) Las fuerzas dipolo-dipolo crecen al incrementarse la diferencia de electronegatividad de una molécula. Los puntos de ebullición de las moléculas polares de masa parecida aumentar al crecer el momento dipolar. En la tabla siguiente se muestran algunos compuestos que corroboran esta tendencia:

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Sustancia Masa molecular (uma)

Momento dipolar

Punto de ebullición (°K)

Propano 44 0.1 231 Dimetil éter 46 1.3 248 Cloruro de metilo 50 2.0 249 Acetaldehído 44 2.7 294 Acetonitrilo 41 3.9 355

Tabla 27. Comparación entre el momento dipolar, la masa y el punto de ebullición de sustancias. 2.7.2 FUERZAS ELECTROSTÁTICAS La fuerza ión dipolo es la fuerza que existe entre un ión y una molécula polar neutra que posee un momento dipolar permanente, las moléculas polares son dipolos tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Los iones positivos son atraídos al extremo negativo de un dipolo, en tanto que los iones negativos son atraídos al extremo positivo. La magnitud de la energía de la interacción depende de la carga sobre el ión (Q), el momento dipolar del dipolo (µ), y de la distancia del centro del ión al punto medio del dipolo (d). Las fuerzas ión-dipolo son importantes en las soluciones de las sustancias iónicas en líquidos. 2.7.3 ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO Puentes de hidrógeno, es la atracción inter e intramolecular resultante de la interacción de dipolos donde participa el H. Esta atracción es responsable de muchas de las propiedades características del H2O, entre ellas están: a) Tensión superficial b) Puntos de fusión y ebullición c) Viscosidad d) Capacidad de la misma para disolver muchas clases de sustancias. Un átomo de hidrógeno en un enlace polar (por ejemplo H-F, H-O o H-N) puede experimentar una fuerza atractiva hacia una molécula polar o un ion vecino que cuenta con pares electrónicos sin compartir, usualmente átomos de F, O o N . A este tipo de interacción se le conoce con el nombre de enlace de hidrógeno y en última instancia no es más que una interacción del tipo dipolo-dipolo. Tomando en consideración que el átomo de H tiene un electrón, entonces el lado del átomo que está hacia afuera del dipolo es virtualmente un núcleo desnudo La carga parcial positiva se verá atraída a la carga parcial negativa de un átomo electronegativo de una molécula cercana. Debido a que el átomo de hidrógeno en un enlace polar tiene deficiencia de electrones (particularmente en un lado, es decir, el lado opuesto al

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enlace covalente polar). Entonces, puede acercarse mucho al átomo electronegativo de la molécula vecina (el cual tiene carga parcial negativa) de manera que puede interactuar fuertemente con él. La energía de los enlaces de hidrógeno va de alrededor de 4 kJ/mol a 25 kJ/mol, es decir, son más débiles que los enlaces covalentes, pero son mayores que las interacciones dipolo-dipolo o las fuerzas de dispersión. Este tipo de interacción tiene gran importancia en la organización de las moléculas biológicas y su influencia es notable en la estructura de las proteínas y los ácidos nucleicos . El agua tiene una capacidad poco común para formar una red de enlaces de hidrógeno muy extensa. Como líquido, la energía cinética de las moléculas previene que un arreglo ordenado extenso de los átomos de hidrógeno. Al enfriarse, las moléculas van perdiendo energía cinética y esto permite que las moléculas se vayan ordenando en un arreglo que maximiza las interacciones atractivas de los enlaces de H. Este arreglo de las moléculas tiene un volumen mayor (es decir, es menos denso) que el agua líquida, de manera que el agua se expande al congelarse. El arreglo de moléculas de agua en el hielo normal tiene geometría hexagonal (es decir que está compuesto de anillos con seis moléculas de agua), lo cual es la base estructural de la forma hexagonal de los copos de nieve. Cada molécula de agua puede participar en cuatro enlaces de H. 2.7.4 INFLUENCIA DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES EN LAS PROPIEDADES FÍSICAS (TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR) Y DE LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA (GASES, LÍQUIDOS Y SÓLIDOS). Durante muchos años la humanidad observó las enormes diferencias entre los estados de agregación, e intentó explicar la condensación y la vaporización , la solidificación y la fusión, la solubilidad de las sustancias, las propiedades de las disoluciones y los demás tipos de mezclas. Fue necesario el advenimiento del modelo cinético molecular en el siglo XIX, para que una teoría pudiera explicar los hechos. PRESIÓN DE VAPOR Un líquido tiende a evaporarse. Cuando un líquido está en equilibrio con su vapor, la presión ejercida por el gas se conoce como presión de vapor del líquido. En un líquido, las velocidades moleculares abarcan un amplio intervalo. Las moléculas más veloces pueden ser capaces de vencer la atracción del resto, llegar a la superficie y salir del seno del líquido. La presión de vapor del líquido aumenta con la temperatura debido a la presencia de un mayor número de moléculas veloces, que salen a la fase gaseosa.

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Si contamos con un mecanismo que ceda calor al líquido para que la temperatura permanezca constante, éste terminará por evaporase totalmente. Por eso mientras el sol brilla se secan los charcos de agua o la ropa tendida; la única condición es que sople un poco de viento que se lleve el vapor recién formado. Así, la fuerza de atracción entre las moléculas del líquido es vencida por la presencia de una fuente externa de calor. A medida que las fuerzas intermoleculares son mayores la presión de vapor disminuye. Por ejemplo el agua tiene una menor presión de vapor que el benceno a la misma temperatura. TENSIÓN SUPERFICIAL En el interior de un líquido las moléculas están rodeadas de otras moléculas, por todas partes; es decir, están sujetas a fuerzas de atracción provenientes de todas direcciones. Sin embargo, las moléculas sobre la superficie no tienen compañeras encima de ellas. Son atraídas hacia abajo por todas las demás moléculas. De esta manera, toda molécula que llega a la superficie permanece muy poco tiempo allí, pues pronto es “atraída” hacia el interior. Como vemos, debido a la tensión superficial una pequeña masa de líquido tiende a reducir su superficie y adquiere forma esférica, tal es el caso de las gotas; los insectos pueden caminar sobre el agua, o una aguja puesta con cuidado en forma horizontal sobre un líquido no se hunde. Cuanto mayor sea la fuerza de atracción entre las moléculas, mayor será la energía de superficie y la tensión superficial. La función del jabón es justamente reducir la tensión superficial del agua. Al añadir jabón, la estructura superficial se modifica notablemente, pues las moléculas del agua se ven sometidas a una fuerte interacción con las moléculas del jabón que supera la atracción entre las del agua. PUNTO DE EBULLICIÓN Si se eleva la temperatura de un líquido en equilibrio con su vapor, se forma más vapor. Por ello, la presión de vapor aumenta con la temperatura, y alcanza el valor de una atmósfera (760 torr) a una temperatura característica de cada líquido, llamada punto de ebullición normal. A esta temperatura, la presión que ejerce el vapor en equilibrio se iguala con la atmosférica (a nivel del mar). Entonces, si se lleva a cabo un calentamiento en un recipiente abierto, cuando se alcanza esta temperatura la presión atmosférica no logra a detener el escape de vapor, y el líquido entra en franca ebullición. Sin embargo, si nos encontramos en un lugar donde la presión atmosférica sea menor que 760 torr (debido a la altura), la ebullición ocurre a menor temperatura. Para ser más precisos, ocurre a la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido iguala a la presión atmosférica local. Para el caso del agua, la temperatura a la cual la presión de vapor es de 585 mm de Hg (presión atmosférica en la Ciudad de México) es alrededor de 920C. Ello significa que el agua hierve a esa temperatura en esa ciudad, lo cual explica, por ejemplo, que el tiempo de cocción de los alimentos sea un poco mayor que al nivel del mar. Al aumentar las fuerzas intermoleculares, se incrementa también el punto de ebullición.

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Ejemplos: los puntos de ebullición (1 atm de presión) para algunas sustancias son: agua (1000C), alcohol etílico (780C), acetona (56.50C), ácido acético (1180C), etc. VISCOSIDAD Esta propiedad se origina por el rozamiento de unas partículas con otras, cuando un líquido fluye. Por tal motivo, la viscosidad se puede definir como una medida de la resistencia que opone un líquido a fluir. Si en un recipiente perforado en el centro se hacen fluir por separado miel, leche, agua y alcohol, observamos que cada líquido fluye con rapidez distinta; mientras más viscoso es un líquido, más tiempo tarda en fluir. En la industria la viscosidad se cuantifica en forma práctica, utilizando recipientes con una determinada capacidad, que tienen un orificio de un diámetro establecido convencionalmente. Al medir el tiempo que el líquido tarda en fluir se conoce su viscosidad, para ello se usan tablas que relacionan el tiempo de escurrimiento con la viscosidad. La unidad de viscosidad en el Sistema Internacional es el poiseuille, el cuál equivale a: 1 Poiseuille = 1 Ns/m2 = 1 kg/ms A medida que las fuerzas entre las moléculas es mayor aumenta la viscosidad. Ejemplos: los valores de viscosidad (en poiseuille y a 200C ) son: aceite de oliva (0.0970), Mercurio (0.0016), glicerina (0.83), etc. PUNTO DE FUSIÓN Es la temperatura a la cual una sustancia sólida comienza a licuarse estando en contacto íntimo con el estado líquido resultante que se encontrará en equilibrio termodinámico, es decir, a la misma temperatura. Cada sustancia funde y solidifica a la misma temperatura llamada punto de fusión. El punto de fusión también es una propiedad característica o intensiva de la materia, pues independientemente de la cantidad de sustancia que se tenga, el punto de fusión será el mismo a una presión determinada, trátese de 1 g o de toneladas de dicha sustancia. Para que un sólido pase al estado líquido necesita absorber la energía necesaria para destruir la unión entre sus moléculas, por tanto mientras dura la fusión no aumenta la temperatura. El punto de fusión de una sustancia se eleva si aumenta la presión, aunque en el agua al incrementar la presión disminuye su punto de fusión. Para finalizar a mayor valor de las fuerzas intermoleculares el punto de fusión aumenta. Ejemplos: los puntos de fusión de algunas sustancia a 1 atmósfera de presión son: hielo (00C), cloruro de sodio (8010C), hierro (15390C), oro (10630C), etc. CALOR LATENTE DE FUSIÓN El cambio de fase de sólido a líquido se llama fusión y la temperatura a la cual este cambio ocurre se le llama punto de fusión. El calor de fusión o entalpía de fusión es la cantidad de energía (calor) que se necesita aportar a un mol del elemento para que, a su temperatura de fusión, pase de la fase sólida a la líquida. Ejemplo: a la presión de una atmósfera, y el agua se congela a 00C, para fundir el

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hielo o para congelar el agua sin cambio en la temperatura, se requiere un intercambio de 80 calorías por gramo. CALOR LATENTE DE VAPORIZACIÓN Supongamos un mol de un elemento en estado líquido se encuentra en equilibrio con su vapor a la presión de 1 atmósfera. Para conseguir que todo el líquido pase a la fase de vapor es necesario aportar al sistema una cantidad de energía que se conoce como entalpía de vaporización o calor de vaporización. La entalpía de vaporización suele representarse como Hvap y se mide en kJ mol-1. El cambio de fase de líquido a vapor se llama vaporización y la temperatura asociada con este cambio se llama punto de ebullición de la sustancia. Cuando cambiamos la dirección de la transferencia de calor y ahora se quita calor, el vapor regresa a su fase líquida, a este proceso se le llama condensación, el calor de condensación es equivalente al calor de vaporización. Ejemplo: a la presión de una atmósfera el agua hierve y el vapor se condensa a 1000C; para que el agua pase de líquido a vapor o de vapor a líquido, sin variar su temperatura, necesita un intercambio de 540 calorías por gramo. La relación existente entre las fuerzas intermoleculares y las entalpías de fusión y vaporización es que entre más grande sean las fuerzas intermoleculares en una sustancia, mayor serán las entalpías de fusión y vaporización. ACTIVIDAD COMPLEMENTARIA Investigue qué es la viscosidad de los líquidos y cómo el modelo cinético – molecular puede ser útil para entenderla. Utilice miel o un aceite pesado para demostrar que la viscosidad crece al disminuir la temperatura. Diseñe un experimento que le permita deducir como varía la tensión superficial con un aumento en la temperatura. Explique su resultado a la luz del modelo cinético- molecular.

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UNIDAD III ESTEQUIOMETRÍA 3.1 CLASIFICACIÓN Y BALANCEO DE REACCIONES QUÍMICAS REACCIONES QUÍMICAS Introducción Una vez que se ha estudiado la masa de los átomos y las moléculas es importante saber que les sucede en una reacción química, un proceso en el cual una o más sustancias cambian para formar una o más sustancias nuevas. Con el objeto de comunicarse entre sí respecto de las reacciones químicas, los químicos han desarrollado una forma estándar para representarlas, utilizando ecuaciones químicas. Una ecuación química utiliza símbolos químicos para mostrar qué ocurre durante una reacción química. Considérese lo que sucede cuando el Hidrógeno gaseoso se quema en el aire para formar agua. Esta reacción se representa mediante la ecuación química: 2H2 + O2 2H2O Esta ecuación química cumple con la ley de la conservación de la masa porque tiene el mismo número de átomos a ambos lados de la flecha; y además está balanceada pues muestra que: “dos moléculas de hidrógeno se pueden combinar o reaccionar con una molécula de oxigeno para formar dos moléculas de agua”. En general la interpretación de una ecuación química se dá de la manera siguiente: 2H2 + O2 2H2O Dos moléculas + una molécula Dos moléculas 2 moles + 1 mol 2 moles 2(2.02)=4.04 g + 32 g 2(18.02 g) = 36.04 g 36,04 g de reactivos 36.04 g de productos También se hace referencia al H2 y O2 como reactivos, que son las sustancias iniciales en una reacción química. El agua es el producto, es decir, la sustancia formada como resultado de una reacción química. Así pues, una ecuación química es la descripción taquigráfica de una reacción. Por convención en las ecuaciones químicas los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha. Reactivos Productos Para proporcionar información adicional, los químicos indican el estado físico de los reactivos y productos mediante las letras g, l, s para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido, o en caso de ambiente acuoso (ac) el cual en ocasiones se omite. Por ejemplo: 2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)

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CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS En una reacción química, a las sustancias iniciales que intervienen en la reacción se les llama reactivos, y a las sustancias formadas se les llama productos. Durante la reacción, los átomos, moléculas o iones interactúan y se reacomodan para formar los productos. En este proceso se rompen enlaces químicos y se forman otros. Los reactivos y los productos pueden estar en estado sólido, líquido o gaseoso, o en solución. Las reacciones se clasifican en varios tipos, para ayudar a escribir sus ecuaciones y a predecir otras reacciones. Muchas de las reacciones químicas se ajustan a los tipos principales de reacción que se describirán en los párrafos siguientes. 3.1.1 REACCIONES DE COMBINACIÓN En una reacción de combinación se combinan dos reactivos para formar un producto. Se llaman también reacciones de síntesis. La forma general de estas ecuaciones es: A + B C Ejemplos: El Magnesio metálico arde en aire con un brillo enceguecedor para producir óxido de Magnesio. Antes se empleaban en las bombillas de destello en fotografía. 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) La siguiente es la reacción de la preparación de ácido sulfúrico que se utiliza en las baterías de automóviles Agua + Óxido no metálico Oxiácido H2 O(l) + SO3(s) H2SO4(l) Contaminantes de la atmósfera como Monóxido de Nitrógeno y Dióxido de Nitrógeno son compuestos importantes que se producen como componentes de los gases de emisión de los automóviles. Cuando se utiliza aire como fuente de Oxígeno en los motores de gasolina se hacen reaccionar Nitrógeno y Oxígeno a medida que pasan a través de las cámaras caloríficas de los motores para producir una mezcla de Monóxido de Nitrógeno y Dióxido de Nitrógeno. N2(g) + O2(g) 2NO(g) 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)

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3.1.2 REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN En esta reacción un solo reactivo se disocia para formar dos o más sustancias. Muchos compuestos sufren reacciones de descomposición cuando se calientan. Ejemplos: C A + B La piedra caliza o las conchas de moluscos que son Carbonato de Calcio se calientan para preparar cal viva empleada a su vez para fabricar vidrio y obtener hierro. La reacción es: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) La descomposición de la azida de Sodio (NaN3) para inflar las bolsas de aire de seguridad de los automóviles. 2NaN3(s) 2Na (s) + 3N2(g) Carbonatos metálicos y carbonatos ácidos (bicarbonatos) se descomponen para producir dióxido de carbono gaseoso. 2NaHCO3 (s) Na2CO 3(s) + CO2(g) H2O(g) Esta reacción describe el funcionamiento de polvo para hornear (Bicarbonato de Sodio o Carbonato ácido de Sodio). Al calentarlo en el horno produce el gas dióxido de carbono , el cual se expande con el calentamiento y hace que el pastel “suba”. El polvo de hornear también se usa para apagar el fuego pues con el calentamiento desprende CO2 y H2O. El CO2 ayuda a apagar el fuego sofocando las llamas y eliminando el O2 del aire. 3.1.3 REACCIONES DE SUSTITUCIÓN O DESPLAZAMIENTO En las reacciones de sustitución sencilla, un elemento reacciona reemplazando a otro en un compuesto. Las reacciones de sustitución sencilla también se llaman reacciones de reemplazo, de sustitución o de desplazamiento. Las siguientes son dos tipos generales de reacciones de sustitución sencilla. 1.- Un metal (A) sustituye a un catión en su sal o ácido. B pude ser un ión metálico o ión hidrógeno. A + BZ AZ + B

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En este caso la sustitución depende de uno de los dos metales que intervienen en la reacción A y B. Para lograr la sustitución se emplea la serie electromotriz (o de actividad) que es el acomodo de los metales en orden descendente; de esta manera cada elemento de la serie será capaz de desplazar una sal o un ácido o cualquier otro que lo siga. Mayor a) Li b) F2 Serie electromotriz (De actividad) Actividad K Cl2 a) Serie de actividad de los metales y el Ba Br2 hidrógeno Ca I2 b) Serie de Actividad de los Na halógenos Mg Al Zn Fe Cd Ni Hg Sn Ag Pb Au Menor (H) Actividad Cu Ejemplos: CuSO4(ac) + Zn(s) ZnSO4(ac) + Cu(s) Mg(s) + HCl(ac) MgCl2(ac) + H2(g) 2.- Un no metal (x ) sustituye a un anión en su sal o ácido. B puede ser un ión metálico o un ión hidrógeno. En este segundo tipo de reacción de sustitución sencilla, cuando un no metal desplaza a otro no metal de su sal o ácido, la reacción depende de los dos no metales involucrados x y z. Existe una serie semejante a la serie electromotriz o de actividad para los no metales halógenos (F2, Cl2, Br2,I2) como se índica en la parte 1. X + BZ BX + Z El siguiente es uno de los procesos industriales para preparar Bromo. Cl2(g) + 2NaBr(ac) 2NaCl(ac) + Br2(ac)

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Las reacciones de desplazamiento de metal tiene muchas aplicaciones en los procesos metalúrgicos, en los cuales interesa separar metales puros a partir de sus minerales. Ejemplo: El Vanadio se obtiene por tratamiento de Oxido de Vanadio con Calcio metálico V2O5(s) + 5Ca(s) 2V(s) + 5CaO(s) De igual manera el Titanio se obtiene del Cloruro de Titanio (IV) TiCl4(l) + 2Mg(s) Ti(s) + 2MgCl2(s) Las reacciones de desplazamiento de halógeno tienen una aplicación industrial directa. Los halógenos son los elementos no metálicos más reactivos. Son agentes oxidantes fuertes, no se presentan como elementos libres. Del ellos, el Cloro es con mucho la sustancia química industrial más importante. Algunas de las reacciones donde el Cl2 participa son: Cl2(g) + 2KBr(ac) 2KCl(ac) + Br2(l)

Cl2(g) + 2NaI(ac) 2NaCl(ac) + I2(s) 3.1.4 REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O METÁTESIS En las reacciones de doble sustitución participan dos compuestos en la reacción. El ión positivo (catión) de un compuesto se intercambia con el ion positivo(catión) del otro compuesto. En otras palabras, los dos iones positivos intercambian iones negativos (aniones) o compañeros. Las reacciones de doble sustitución también se llaman de metátesis (que significa “cambio de estado, en la sustancia o en la forma”) o reacción de doble descomposición o doble desplazamiento. Su ecuación general es: AX + BZ AZ + BX

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Las reacciones de doble sustitución no dependen de la serie electromotriz , pero se realizan si cumplen si cumplen una de las tres condiciones siguientes: 1.- Si se forma un producto insoluble o soluble ligeramente (precipitado). 2.- Si como productos se obtienen especies débilmente ionizadas, la más común es agua. 3.- Si un producto es gas. La más común de las reacciones de doble sustitución es de la primera clase. Para reconocer el precipitado que se forme se aplicarán las siguientes reglas: REGLAS PARA LA SOLUBILIDAD DE SUSTANCIAS INORGÁNICAS EN AGUA 1.- Todos los fosfatos y carbonatos son insolubles excepto los de metales alcalinos y sales de amonio. 2.- Todos los sulfuros son insolubles, excepto los de grupos IA y IIA y el sulfuro de amonio. 3.- Los óxidos e hidróxidos son insolubles, excepto los del grupo IA y ciertos metales alcalinotérreos (El Ca(OH)2 es moderadamente soluble) 4.- Los ácidos comunes son solubles 5.- La mayor parte de sales de metales alcalinos y sales de amonio son solubles 6.- Todos los sulfatos son solubles excepto BaSO4, SrSO4 y PbSO4 (El CaSO4 y Ag2SO4 son ligeramente solubles) 7.- Todos los cloruros son solubles excepto AgCl, Hg2Cl2 y PbCl2 (El PbCl2 es soluble en agua caliente) 8.- Casi todos los nitratos y acetatos (C2H3O2

-) son solubles. A continuación se mostrarán ejemplos de reacciones de doble sustitución y se aplicarán las reglas mencionadas. La reacción describe la acción del antiácido, las tabletas Tums que contienen Carbonato de Calcio. El Carbonato de Calcio neutraliza algo del ácido (HCl) que está en el estómago. CaCO3(s) + 2HCl(ac) CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g) El Carbonato de Calcio también es el sólido que se forma en los inodoros. La mayor parte de los limpiadores de inodoros contienen sulfato ácido de sodio (NaHSO4) que disuelve el carbonato de calcio como se muestra en la reacción : CaCO3(s) + 2NaHSO4(ac) CaSO4(ac) + Na2SO4(ac) + H2O(l) + CO2(g) La insolubilidad del CaCO3 es además responsable de formaciones naturales. La piedra caliza se forma por la precipitación de CaCO3 de los depósitos de agua. Los arrecifes de coral se forman en gran parte por el CaCO3 que deposita el coral a medida que crece. Las estalactitas y estalagmitas en las cavernas se forman por el carbonato de calcio precipitado que resulta de la evaporación de los manantiales que contienen este compuesto. El mismo

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CaCO3 precipita además en lagos donde los manantiales de agua dulce que contienen iones de Calcio se encuentran con el agua de lagos que contienen iones carbonato. Las estructuras formadas se llaman tobas y son poco vistas. 3.1.5 REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Una reacción de neutralización es aquella en la cual reacciona un ácido o un óxido ácido con una base o un óxido básico.En la mayor parte de estas reacciones, uno de los productos es agua. La formación de agua actúa como la fuerza motriz de la neutralización. En esta formación también se libera calor. Su ecuación general es: HX + MOH MX + HOH Ácido Base Sal Agua Las reacciones de neutralización son un tipo especial de reacciones de doble sustitución . Hay 4 tipos generales de reacciones de neutralización. 1) Ácido + Base Sal + Agua HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l) 2) Óxido metálico (óxido básico) + Ácido Sal + Agua CaO(s) + 2HNO3(ac) Ca(NO3)2(ac) + H2O(l) 3) Óxido no metálico (óxido ácido) + Base Sal + Agua SO2(g) + 2NaOH(ac) Na2SO3(ac) + H2O(l) 4) Óxido no metálico (óxido ácido) + Óxido metálico (óxido básico) Sal BaO(s) + SO3(g) BaSO4(s)

Los filtros de la cápsula espacial Apolo, que contienen Hidróxido de Litio, se utilizaron para absorber dióxido de carbono en la atmósfera de la cabina, de acuerdo a la siguiente reacción y así obtenían el agua que empleaban para beber los astronautas. CO2(g) + 2Li(OH)(ac) Li2CO3(ac) + H2O(l)

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3.1.6 REACCIONES DE OXIDO - REDUCCIÓN Cuando un átomo, ión o molécula adquiere una carga más positiva (pierde electrones) decimos que se oxida. La pérdida de electrones por parte de una sustancia se denomina oxidación. Se emplea el término de oxidación porque las primeras reacciones que se estudiaron fueron reacciones con Oxígeno. Cuando un átomo, ión o molécula adquiere una carga más negativa (gana electrones) decimos que se reduce, la ganancia de electrones por parte de una sustancia se denomina reducción. Si un reactivo pierde electrones, otro debe ganarlos; la oxidación de una sustancia siempre va acompañado por la reducción de otra al transferirse electrones de una a la otra. Las reacciones de oxidación – reducción implican la transferencia de electrones del átomo que se oxida al átomo que se reduce. La transferencia de electrones puede producir energía en forma de calor y llevarse a cabo en forma espontánea La transferencia de electrones que ocurre durante reacciones de oxidorreducción también se puede producir energía en forma de electricidad. En otros casos se puede emplear energía eléctrica para que se lleven a cabo ciertos procesos químicos no espontáneos. Las reacciones de oxidación – reducción forman una parte importante del mundo que nos rodea. Abarcan desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores de ropa domésticos. Asimismo la mayoría de los elementos metálicos se obtienen de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción. Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso. Considérese la formación de Óxido de Calcio a partir de Calcio y Oxígeno: 2Ca(s) + O2(g) 2CaO(s)

El CaO es un compuesto iónico formado por iones Ca+2 y O-2. En esta reacción, dos átomos de Ca ceden o transfieren 4e- a dos átomos de O. Por conveniencia, este proceso se visualiza como dos etapas; una implica la pérdida de 4e- en los dos átomos de Ca, y la otra la ganancia de estos cuatro electrones por una molécula de O2: 2Ca 2Ca+2 + 4e-

O2 + 4e- 2O-2

Cada una de estas etapas se denomina semirreacción, y explícitamente muestra los electrones transferidos en la reacción redox. La suma de semireacciones produce la reacción global: 2Ca + O2 + 4e- 2Ca+2 + 2O-2 + 4e-

Si se cancelan los electrones de ambos lados de la ecuación queda: 2Ca + O2 2Ca+2 + 2O-2

por último los iones Ca+2 y O-2 se combinan y forman CaO 2Ca+2 + 2O-2 2CaO

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3.1.7 BALANCEO POR EL MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN INTRODUCCIÓN Una ecuación química es una forma sintética de escribir un proceso químico real. De acuerdo con la ley enunciada por Lavoisier, el número de átomos de cada elemento debe conservarse en un cambio químico. Para hacer esto evidente, se incluyen en las reacciones los coeficientes requeridos, llamados coeficientes estequiométricos. El proceso que se sigue para encontrar dichos coeficientes se conoce como balanceo. Existen varios métodos para balancear ecuaciones: Método de tanteo Método algebráico Método redox Método del ión – electrón BALANCEO POR OXIDACIÓN REDUCCIÓN La oxidación – reducción, también conocida como redox, es un proceso químico en el cual cambia el número de oxidación de un elemento. El proceso puede incluir la transferencia completa de electrones para formar uniones iónicas o solo una transferencia parcial o desplazamiento de electrones para formar uniones químicas covalentes. El número de oxidación de un átomo (estado de oxidación) representa el número de electrones perdidos, ganados o compartidos, de forma desigual por un átomo. El número de oxidación puede ser cero positivo o negativo. Un número de oxidación de cero significa que el átomo tiene el mismo número de electrones asignados a él como existen en un átomo neutro libre. Un número de oxidación positivo significa que el átomo tiene menos electrones asignados a él que un átomo neutro y un número de oxidación negativo significa que el átomo tiene más electrones asignados a él que en un átomo neutro. El número de oxidación de un átomo que ha perdido o ganado electrones para formar un ión es el mismo que la carga positiva o negativa del ión. I___I___I___I___I___I___I___I___I___I___I___I___I___I___I___

Oxidación (pérdida de electrones)

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7

Reducción (ganancia de electrones)

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Oxidación y reducción: La oxidación dá cómo resultado un aumento del número de oxidación, y la reducción una disminución del número de oxidación. Es indispensable la asignación de números de oxidación correctos para balancear las ecuaciones de oxidación – reducción. El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento es un valor entero asignado a cada elemento en un compuesto o ión que nos permite rastrear los electrones asociados a cada átomo. Las reglas para asignar número de oxidación se resumen en la siguiente tabla: REGLAS PARA ASIGNAR UN NUMERO DE OXIDACIÓN

1.- Todos los elementos en su estado libre (no combinados con otros) tienen un número de oxidación de cero (por ejemplo: Na, Cu, Mg, H2, O2, Cl2, N2). 2.- El número de oxidación del H es +1, excepto en los hidruros metálicos, en los que es -1 (por ejemplo NaH, CaH2) 3.- El número de oxidación del O es -2, excepto en los peróxidos, en los que es -1, y en F2O en el que es +2 4.- El elemento metálico en un compuesto iónico tiene número de oxidación positivo. 5.- En los compuestos covalentes, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo. 6.- La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos en un compuesto es cero. 7.- La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos en un ión poliatómico es igual a la carga del ión.

Con las etapas siguientes, se encuentra el número de oxidación de un elemento dentro de un compuesto. ETAPA 1. Anota el número de oxidación de cada átomo conocido en la fórmula. ETAPA 2. Multiplica cada número de oxidación por el número de átomos de ese elemento en el compuesto. ETAPA 3. Anota una expresión que indique la suma de todos los números de oxidación en el compuesto. Recuerde: la suma de los números de oxidación de un compuesto debe ser igual a cero.

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Determine el número de oxidación del carbono en el dióxido de carbono CO2 Etapa 1 -2 Etapa 2 -2(2) Etapa 3 C + (-4) = 0 Etapa C = 4 No. de oxidación del carbono Determine el número de oxidación del azufre en el ácido sulfúrico. H2SO4 +1 -2 (H) (2) = +2 ( -2) (4) = +8 +2 + S +(-8) = 0 S – 6 = 0 S = +6 No. de oxidación del azufre. Determine el número de oxidación del manganeso en el ión permanganato MnO4

-1 Mn + (-8) = -1 (Carga del ión) -2 -2(4) = -8 Mn = 7 No. de oxidación del manganeso Determine el número de oxidación del carbono en el ión oxalato C2 O4

-2

-2 -2(4) 2C + (-8) = -2 (carga del ión) 2C = -2 + 8 2C = + 6 C = +3 (No. de oxidación del carbono)

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Determine el número de oxidación de los elementos que se indican o de lo contrario de todos los elementos en los compuestos. a) N en NH4

+1

b) Cr en Cr2O7-2

c) P en PO4-3

d) BeCl2e) HClO f) H2O2g) BrO3

-

Se efectúa una oxidación cuando aumenta el número de oxidación como resultado de la pérdida de electrones. Inversamente, se efectúa una reducción siempre que el número de oxidación disminuye como resultado de una ganancia de electrones. Muchas ecuaciones redox sencillas se pueden balancear muy fácil por inspección o por el método de ensayo y error pero ecuaciones más complejas requieren el método de oxidación reducción. PROCEDIMIENTO PARA EL BALANCEO POR EL METODO REDOX Balancee la ecuación Sn + HNO3 SnO2 + NO2 + H2O Etapa 1. Se asigna el número de oxidación a cada elemento para identificar los elementos que se oxidan y los que se reducen. 0 +1+5 -2 +4 -2 +4 -2 +1 -2 Sn + HNO3 SnO2 + NO2 + H2O Etapa 2. Se escriben dos semirreacciones, con los elementos que cambian de números de oxidación. Después se añade electrones hasta que las ecuaciones tenga un balance eléctrico. 0 +4 Sn Sn + 4e- oxidación Sn0 pierde 4 electrones +5 +4 N + le- N reducción N+5 gana 1 electrón

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Etapa 3. Multiplique las 2 ecuaciones por el número entero que haga que los electrones perdidos por oxidación sean iguales al número de electrones ganados por la reducción. Sn0 Sn+4 + 4e- (1) Sn0 Sn+4 + 4e N+5 + le- N+4 (4) 4N+5 4e- 4N+4 Sn° + 4N+5 Sn+4 + 4N+4

Etapa 4. Coloque el coeficiente a la izquierda de cada sustancia, en las ecuaciones de oxidación reducción balanceadas a la sustancia correspondiente en la ecuación original. Sn + 4HNO3 SnO2 + 4NO2 + H2O ( Sin balancear totalmente) Etapa 5. Por ensayo y error se balacean el resto de elementos que no se han oxidado ni reducido. Sn + 4HNO3 SnO2 + 4NO2 + 2H2O Comprobación: 1 - Sn - 1 4 – N - 4 4– H - 4 12 – O – 12 Balancee la ecuación siguiente: I2 + Cl2 + H2O HIO3 + HCl (Sin balancear) Etapa 1. Se encuentran los números de oxidación de la ecuación 0 0 +1–2 +1+5-2 +1-1 I2 + Cl2 + H2O H I O3 + HCl (Sin balancear) Etapa 2. Se escriben las semireacciones y se le añaden electrones para tener el balance eléctrico. I2

0 2I+5 + lOe- oxidación Cl2 + 2e- 2Cl-1 reducción

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Etapa 3 . Se multiplica la etapa de oxidación por 1 y la de reducción por 5 para que la perdida y ganancia de electrones sean iguales. I2

0 2I +5 + lOe- (1) I20 2I+5 + lOe-

Cl20 + 2e- 2Cl-1 (5) 5Cl°2 + IOe 1OCl-1

5Cl2

0 + I20 2I+5 + IOCl-1

Etapa 4. Se transfieren los coeficientes de la ecuación redox balanceada a la ecuación original. I2 + 5 Cl2 + H2O 2HIO3 + 10 HCl Etapa 5. Balancee los elementos restantes. I2 + 5 Cl2 + 6H2O 2HIO3 + 10 HCl Comprobación: 2 – I – 2 10 – Cl – 10 12 – H – 12 6 – O - 6 Realice el balance de la siguiente ecuación: K2Cr2 O7 + FeCl2 + HCl CrCl3 + KCl + FeCl3 + H2O (Sin balacear) +1 +6 -2 +2 -1 -1 +1 +3 -1 +1 -1 +3 -1 +1 -2 K2Cr2 O7 + FeCl2 + HCl CrCl3 + KCl + FeCl3 + H2O

+2 +3

Fe Fe oxidación (6) +6 +3

2Cr + 6e- 2Cr reducción (1) 6Fe+2 6Fe+3 + 6e-

2Cr+6 + 6e- 2Cr+3

_____________________________ 6Fe+2 + 2Cr+6 6Fe+3 + 2Cr+3 se transfieren los coeficientes de las ecuaciones redox balanceadas en la ecuación original.

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K2Cr2 O7 + 6FeCl2 + HCl 2CrCl3 + KCl + 6FeCl3 + H2O Se balancea el resto de elementos por tanteo K2Cr2 O7 + 6FeCl2 + 14HCl 2CrCl3 + 2KCl + 6FeCl3 + 7H2O Comprobación: 2 - K - 2 2 - Cr - 2 6 - Fe - 6 26 - Cl - 26 14 - H - 14 7 - O - 7 Determine el balance de las ecuaciones siguientes por el método de oxido reducción. a) HNO3 + S NO2 + H2SO4 + H2O b) CrCl3 + MnO2 + H2O MnCl2 + H2Cr2O4c) KMnO4 + HCl + H2S KCl + MnCl2 + S + H2O d) P + HNO3 HPO3 + NO + H2O e) MnSO4 + PbO2 + H2SO4 HMnO4 + PbSO4 + H2O f) Cr2O7

-2 + Cl-1 Cr+3 + Cl2 solución ácida g) MnO4 + AsO-3 Mn+2 + AsO4

-3 solución ácida h) S-2 + Cl2 SO4

-2 + Cl-1 solución básica i) Zn + NO3

-1 Zn(OH)4-2 + NH3 solución básica

j) KOH + Cl2 KCl + KClO + H2O solución básica k) As + ClO3

-1 H3AsO3 + HClO solución ácida l) MnO4

-1 + Cl-1 Mn+2 + Cl2 solución ácida m) H2O2 + Cl2O7 ClO-1 + O2 solución básica

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3.1.8 BALANCEO DE ECUACIONES POR EL MÉTODO DEL ION ELECTRÓN 0 SEMIRREACIÓN La diferencia principal entre balancear ecuaciones redox iónicas y ecuaciones redox moleculares está en la manera de manejar los iones. En las ecuaciones redox iónicas, además de tener el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación final, también debemos igualar las cargas netas. Al asignar los números de oxidación es necesario considerar las cargas iónicas. El método ión – electrón utiliza cargas iónicas y electrones para balancear ecuaciones redox iónicas. No se usan formalmente los números de oxidación, pero es necesario determinar lo que se oxida y lo que se reduce. El método es como se indica: Anota las dos semireacciones que contengan los elementos que se están oxidando y reduciendo mediante la fórmula del ión o molécula. Balancea los elementos distintos al oxígeno y al hidrógeno Balancea el Oxígeno y el hidrógeno. Solución ácida: En las reacciones de solución ácida emplee H+ y H2O para balancear el oxígeno y el hidrógeno. Para cada oxígeno usar un H2O. Añada entonces el H+ necesario para balancear los átomos de hidrógeno. Solución básica: En las reacciones alcalinas, primero balancear como si la reacción fuera de solución ácida. Añada entonces tantos iones OH- de cada lado de la ecuación como haya iones H+ en la ecuación. Ahora combina los iones H+ y OH- en agua (por ejemplo 4H+ y 4OH- dan 4H2O). Anote de nuevo la ecuación, cancelando un número igual de moléculas de agua que aparezcan en lados opuestos de la ecuación. Añada electrones (e-) a cada semirreacción para llevarlas a un balance eléctrico. Debido a que la pérdida y la ganancia de electrones deben ser iguales, multiplique cada semirreación por el número apropiado para hacer que el número de electrones sea el mismo en cada semirreación. Sume las dos semirreacciones, cancelando electrones y cualquier otra sustancia idéntica que aparezca en los lados opuestos de la ecuación. Balancear esta ecuación con el método del ión – electrón. MnO4

- + S-2 Mn+2 + S° Solución ácida Etapa 1. Se escriben dos semirreaciones, una con los elementos que se oxidan y otra con el elemento que se reduce. (Emplee la molécula o el ión completo) S-2 S° oxidación MnO4

- 1 Mn+2 reducción

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Etapa 2. Balancee los elementos que no sean oxígeno e hidrógeno. Hay 1 S y 1 Mn de cada lado. Etapa 3. Balancee O e H. La solución es ácida. La oxidación no necesita O ni H, pero la reducción necesita 4H2O en la derecha y 8H+ en el izquierdo. S-2 S° 8H+ + MnO4

-1 Mn+2 + 4H2O Etapa 4. Balancee eléctricamente (con electrones) cada semirreción. S-2 S° + 2e- carga neta = -2 en cada lado 5e- + 8H+ + MnO4 -1 Mn+2 + 4H2O carga neta = +2 en cada lado Etapa 5. Iguale la pérdida y ganancia de electrones. En este caso multiplique la ecuación de oxidación por 5 y la ecuación de reducción por 2. 5S-2 5S° + 10e-

10e- + 16H+ + 2MnO4 -1 2Mn+2 + 8H2O Etapa 6. Suma las dos semirreacciones cancelando 10e- de cada lado para obtener la ecuación balanceada. 5S-2 5S° + 10e-

10e- + 16H+ + 2MnO4 -1 2Mn+2 + 8H2O 16H+ + 2MnO4

-1 + 5S-2 2Mn+2 + 5S0 + 8H2O (balanceada) Ambos lados de la ecuación tienen carga +4 y contiene el mismo número de átomos. Comprobación 2 - Mn - 2 5 - S - 5 16 - H - 16 8 - O - 8

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Balancee la ecuación siguiente: CrO4

-2 + Fe(OH)2 Cr(OH)3 + Fe(OH)3 (Solución básica) Etapa 1. Escriba las dos semirreaciones Fe (OH)2 Fe (OH)3 oxidación Cr O4

-2 Cr(OH)3 reducción Etapa 2 Balancear los elementos que no sean O ni H. Etapa 3. Recuerde que la solución es básica. Balancee el O y el H como si la solución fuera ácida. Use H2O e H+

Para balancear O e H en la ecuación de oxidación añada 1 H2O del lado izquierdo y 1H+ del derecho. Fe(OH)2 + H2O Fe(OH)3 + H+ Añada 1 OH a Fe (OH)2 + H2O + OH- Fe (OH)3 + H+ + OH- cada lado Combine H y OH- como agua, reescríbala y cancele agua de cada lado. Fe (OH)2 + H2O + OH- Fe (OH)3 + H2O

Fe(OH)2 + OH- Fe(OH)3 Oxidación Para balancear O e H en la ecuación de reducción, añada 1 H2O del lado derecho y 5H+ en el izquierdo. Cr O4

-2 + 5H+1 Cr(OH)3 + H2O Añada 5OH-1 a cada lado Cr O4

-2 + 5H+1 + 5OH-1 Cr(OH)3 + H2O + 5OH-1

Combinar Cr O4

-2 + 5H2O Cr(OH)3 + H2O + 5OH-1 Se cancela 1 agua

Cr O4-2 + 4H2O Cr(OH)3 + 5OH-1

Reducción

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Etapa 4. Balancear cada semireacción eléctricamente, con electrones. Fe (OH)2 + OH- Fe (OH)3 + e- Ecuación de oxidación balanceada Cr O4

-2 + 4H2O + 3e- Cr(OH)3 + 5OH-1 Ecuación de reducción Balanceada Etapa 5. Igualar la pérdida y ganancia de electrones. Multiplique la reacción de oxidación por 3. Fe (OH)2 + OH- Fe (OH)3 + e- (3) Cr O4

-2 + 4H2O + 3e- Cr(OH)3 + 5OH-1 (1) Etapa 6. Sume las semireacciones cancelando 3e- y 3OH- de cada lado 3Fe (OH)2 + 3OH- 3Fe (OH)3 + 3e- Cr O4

-2 + 4H2O + 3e- Cr(OH)3 + 5OH-1 CrO4

-2 + 3Fe(OH)2 + 4H2O Cr(OH)3 + 3Fe(OH)3 + 2OH-1

Balanceada Comprobación: 1 - Cr - 1 3 - Fe - 3 14 - H - 14 14 - O - 14 Balancee las siguientes ecuaciones por el método del ion electrón. a) I-1 + NO2

-1 I2 + NO solución ácida b) Cl2 + IO3

-1 IO4-1 + Cl-1 solución básica

c) AuCl4-1 + Sn+2 Sn+4 + AuCl + Cl-1

d) K2Cr2O7(aq) + HCl(aq) KCl(aq)+ CrCl3(aq) + Cl2(g) + H2O (l)e) NH3(aq) + O2 NO(g) + H2O(l) Solución básica f) Sn+2 + IO3

-1 Sn+4 + I-1 Medio ácido g) Br2 BrO3

-1 + Br-1

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3.2 REACCIONES QUÍMICAS DE IMPORTANCIA La fabricación de productos químicos es una de las grandes metas industriales del mundo. La industria química es la base de cualquier sociedad industrial. Casi todo lo que compramos hoy día se ha manufacturado por algún proceso químico, o implica el uso de productos químicos. Por razones económicas, tales procesos químicos y la elaboración de productos químicos deben ir acompañados del mínimo de desperdicio posible. Cuando ocurre una reacción química los químicos se preocupan sobre cuál será la cantidad de producto que se forma a partir de cantidades conocidas de reactivos. Todo ello es muy importante para la investigación y aplicaciones industriales de las reacciones químicas. Es necesario mencionar que también en la industria química existe una gran cantidad de reacciones que producen como residuos una serie de contaminantes que afectan a grandes poblaciones y principalmente al medio ambiente. 3.2.1 INDUSTRIAL ÁCIDO SULFÚRICO En los Estados Unidos se producen millones de toneladas de H2SO4 cada año. Este ácido se utiliza en la manufactura de fertilizantes, papel, detergentes, tintes, plásticos, pinturas y en las industrias del Hierro, del acero y del petróleo.La mayor parte del H2SO4 se obtiene por un proceso de contacto en el cual el azufre reacciona con el Oxígeno del aire para formar SO2 gaseoso. S(s) + O2(g) SO2(g)Luego el SO2 reacciona con más O2, utilizando un óxido de Vanadio como catalizador para formar SO3. V2O5 2SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

El SO3 es un gas que se combina con el H2O para dar H2SO4 líquido. SO3(g) + H2O(l) H2SO4(l) AMONÍACO El Nitrógeno elemental existe en grandes cantidades en la atmósfera. Para que el Nitrógeno sea biológica y químicamente útil debe combinarse con otros elementos. El proceso de combinación se conoce como fijación del Nitrógeno. El Nitrógeno se fija industrialmente por el proceso de Haber. En este proceso el Nitrógeno y el Hidrógeno se combinan a altas temperaturas y presiones, en presencia de un catalizador de Hierro. Fe N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Calor presión

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El amoníaco se utiliza en la manufactura de fertilizantes, explosivos, textiles, plásticos y ácido nítrico. La mayoría del Hidrógeno utilizado en este proceso proviene del metano, que a su vez se obtiene del gas natural: Ni CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g)

Fe-Cr CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) ÁCIDO NÍTRICO Este ácido que tiene la fórmula HNO3, se usa en la fabricación de fertilizantes y explosivos. Se produce en la forma siguiente; primero reacciona amoníaco con Oxígeno, utilizando un catalizador de Platino. Pt 4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(g) Luego se combina el Óxido de Nitrógeno con más Oxígeno para dar NO2, el que a su vez reacciona con H2O. 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)

3NO2(g) + H2O(l) 2HNO3(l) + NO(g)

El NO que se forma en la última reacción se reutiliza en la segunda reacción para lograr un máximo de eficiencia en la producción. 3.2.2 AMBIENTAL Algunas reacciones importantes son de oxidoreducción y permiten predecir que ocurre en nuestro ambiente y así tratar de remediar los males que producen en la actualidad las grandes cantidades de emanaciones de gases contaminantes hacia la atmósfera. Entre los contaminantes gaseosos se encuentran el CO2, cuyas reacciones son las siguientes: (Combustión del carbón) C + O2 CO2 (Combustión del gas natural) CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O El CO2 posee la propiedad de absorber la radiación infrarroja del sol. Por consiguiente cuanto más CO2 haya en la atmósfera, tanto más calor puede absorber ésta.

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Otro gas el CO, no es un componente del aire seco normal, sino un producto de la combustión incompleta del carbono o de compuestos de carbono. 2C + O2 2CO El monóxido de carbono es incoloro, inodoro, no irritante, y muy tóxico. La fuente principal de CO a la que la gente se halla expuesta en la atmósfera al aire libre son los gases producidos por los automóviles. Otro contaminante es el bióxido de azufre, que es el más significativo de la atmósfera y se ha relacionado con los principales desastres de contaminación del aire, como en la Ciudad de Londres, en donde provocó numerosas muertes. La reacción es la siguiente: S + O2 SO2 Un importante óxido de azufre es el SO3, que se produce en la atmósfera por oxidación de SO2 bajo la influencia de la luz solar: 2SO2 + O2 2SO3 Además, algo de SO3 es introducido directamente a partir del proceso de la combustión juntamente con SO2. La humedad del aire reacciona rápidamente con SO3 para formar una niebla de ácido sulfúrico: SO3 + H2O H2SO4 El ácido sulfúrico es muy fuerte y corrosivo, capaz de destruir el tejido viviente, las fibras de nylon y los monumentos de mármol. El nitrógeno también produce otros contaminantes en el aire, de acuerdo con las siguientes reacciones: N2 + O2 2NO 2NO + O2 2NO2 Los dos gases (NO y NO2) son producidos por cualquier proceso de combustión que tenga lugar en el aire, ya que la oxidación del Nitrógeno atmosférico tiene lugar a la temperatura de la flama. Los gases de escape de los automóviles son fuente significativa de óxido de nitrógeno. La desintegración que está sufriendo en la actualidad la capa de ozono en la atmósfera es verdaderamente alarmante. Se tiene conocimiento de que nuestra atmósfera primitiva estaba formada principalmente de amoníaco, metano, agua, y de que había muy poco oxígeno libre presente. Conforme pasaron los años, la concentración de oxígeno aumentó como resultado de la fotosíntesis y la descomposición bioquímica del vapor de agua. El ozono se forma en la atmósfera mediante un proceso que requiere de oxígeno y radiación solar de longitud de onda de 260 nanómetros.

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O2(g) + hv 2O(g) O(g) + O2(g) O3(g)

Donde hυ es la energía de un fotón. El ozono se encuentra localizado en la estratósfera, donde su concentración es aproximadamente 100 ppm en volumen. El ozono tiene una importante propiedad fotoquímica de de absorber la radiación solar de longitudes de onda de 200 a 300 nm: O3(g) + hv O(g) + O2(g) Este oxígeno monoatómico formado es muy activo, y cuando esto ocurre se recombina con el oxigeno molecular para formar el ozono, completando así el ciclo del ozono. Al absorber la radiación solar ultravioleta de onda corta, la capa de ozono en la estratosfera actúa como escudo protector. Los efectos malignos de la radiación ultravioleta pueden ser, entre otros: cáncer en la piel y mutaciones. Sin CFCl3 (freón 11) el ozono, la vida en la tierra desaparecería CF2Cl2(freón 12) gradualmente. C2F3Cl3 (freón 113) Actualmente los clorofluorocarbonos C2F4Cl2 (freón 114) (CFCs) están destruyendo la capa de ozono. Estos compuestos son conocidos comercialmente como freones, se licuan fácilmente, son poco inertes, no combustibles y volátiles. Los freones se utilizan como propelentes para aerosoles en las latas de rociadores, como enfriadores en la refrigeración para aire acondicionado, como disolventes para limpiar tabletas de circuitos electrónicos y en la elaboración de espumas plásticas. Una vez que son liberados a la atmósfera, los clorofluorocarbonos se difunden lentamente hacia la estratósfera, donde la radiación ultravioleta de longitudes de onda de 175 nm a 220 nm provoca que se descompongan: CFCl3 CFCl2 + Cl CF2Cl2 CF2Cl + Cl Los átomos de cloro activo que se forman participan en las siguientes reacciones: Cl + O3 ClO + O2 ClO + O Cl + O2

El resultado global es la remoción de moléculas de ozono de la estratósfera: O3 + O 2O2 En 1986 se descubrió un “agujero en la capa de ozono” en el polo sur. En el invierno las temperaturas en la estratósfera del Antártico llegan a bajar hasta –800C, lo suficientemente frías para condensar el agua aún en la extremadamente seca estratósfera y

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forman cristales de hielo, que actúan como catalizadores heterogéneos que convierten el HCl producido por el hombre y el cloronitrato (ClONO2) en cloro molecular y ácido hipocloroso (HOCl), que son liberados en la fase gaseosa. El ácido nítrico (HNO3) que es liberado en la fase gaseosa permanece en la fase condensada, esto es en el hielo: HCl + ClONO2

HNO3 + Cl2 H2O + ClONO2 HNO3 + HOCl Tanto el Cl2 como el HOClO pueden ser fácilmente fotolizados a átomos de Cl que participan en la destrucción del ozono. Se cree que esta es la principal causa del agujero observado en la capa de ozono. Actualmente está prohibido el uso de los freones en los rociadores en aerosol, pero aún se siguen utilizando en otras formas. Los efectos de la contaminación del aire se pueden clasificar de la siguiente manera: a) reducción de la visibilidad y otros efectos atmosféricos; b) daños causados a la vegetación; c) efectos directos sobre el hombre; d) daños causados a los animales; y e) deterioro a los materiales. 3.3 CONCEPTO DE ESTEQUIOMETRÍA Y CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CON ECUACIONES QUÍMICAS CONCEPTO DE ESTEQUIOMETRÍA La palabra estequiometría viene del griego stoichion, que significa “elemento”, y se refiere a la medición y cálculo de las cantidades de los elementos presentes en los compuestos y en las reacciones químicas.

La estequiometría es la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los moles, las masas y los volúmenes de los reactivos y los productos que participan en una reacción

LEYES ESTEQUIOMETRICAS LEY DE LA CONSERVACION DE LA MATERIA

La materia no se crea ni se destruye Este hecho fue observado originalmente por el científico ruso M.V. Lomonosov, en 1756, y después por el francés Antoine Lavoisier, en 1783.

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En particular, este principio es válido para las reacciones químicas.

La masa total de las sustancias que reaccionan es igual a la de aquellas que se producen en la reacción

Esta ley establece que no se observa ningún cambio en la masa total de las sustancias que participan en un cambio químico. Esta ley se ha comprobado mediante abundante experimentación de laboratorio y es la base para las relaciones cuantitativas de masa entre reactivos y productos. La descomposición de agua en hidrógeno y oxígeno ilustra esta ley. Así 100.0 g. de agua se descomponen en 11.2 g de hidrógeno y 88.8 de oxígeno Agua hidrógeno + oxígeno 100.0 g

de reactivo 100.0 g

de productos

Masa de reactivos = masa de productos

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES Esta ley fue postulada por Proust y Richter cuatro años antes de la teoría de Dalton. Su presentación fue producto de las investigaciones de varios compuestos. Podemos enunciarla así:

Cuando dos o más elementos se combinan para producir un cierto compuesto, siempre lo hacen en los mismos porcentajes en peso

¿Qué hay detrás de este resultado? ¡Una información trascendental! Existe una regularidad en la combinación química. La sal común de cualquier mesa de este mundo (si se trata de cloruro de sodio puro) contiene los mismos porcentajes de cloro y sodio, 60.66% y 39.33% respectivamente. Igual, inclusive a la que pudiéramos sintetizar en la luna. Lo anterior implica que por cada gramo de cloro que se utiliza para fabricar sal, siempre se emplea la misma masa de sodio.

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LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES Es usual que dos elementos se combinen para formar diferentes compuestos. Tal es el caso, por ejemplo, del carbono y el oxígeno que pueden producir el monóxido o el dióxido. CO C + O CO2 Algo similar ocurre con la combinación de muchos otros elementos, como en la formación de los óxidos de nitrógeno. N2O NO N + O N2O3 NO2 N2O5 o los del hidrógeno: agua y agua oxígenada: H2O H + O H2O2 El mismo Dalton realizó experimentos para determinar la composición de diversos materiales de este tipo. Desde luego, no conocía sus fórmulas en absoluto, cosa en la cual le llevamos ventaja y tal vez por ello no nos sorprenda su resultado. Sus experimentos arrojaron, en el caso del Agua, datos como los siguientes: 5 g de hidrógeno y 40 g de oxígeno forman 45g de agua, H2O 5 g de hidrógeno y 80 g de oxígeno forman 85 g de agua oxigenada, H2O2. Dalton notó que 80/40 es exactamente 2, un entero. Es decir, por cada gramo de hidrógeno, el agua oxigenada contiene el doble de oxígeno que el agua. Dalton calculó otros cocientes similares y siempre obtuvo enteros o números racionales muy sencillos, por lo que enunció (en 1804) la ley de las proporciones múltiples.

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Cuando se forman dos o más compuestos a partir de los mismos elementos, los pesos de uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro siguen relaciones que se reducen a números enteros pequeños, como: 1 a 1, 2 a 1, 3 a 1, 2 a 3, etcétera.

Para tres óxidos de nitrógeno, el análisis moderno, arroja la siguiente composición: Óxido 1 Óxido 2 Óxido 3 % N 63.64 46.67 30.43 % O 36.36 53.33 69.57 Calcule a) La masa de oxígeno que, en cada caso, se combina con un gramo de nitrógeno. b) Obtener los cocientes de los resultados de a) e identificar cada óxido con su fórmula. Las razones másicas que se obtienen son: R1(O/N) = 36.36%/63.64% = 0.571 g O/1 g N R2(O/N) = 53.33%/46.67% = 1.143 g O/ 1 g N R3(O/N) = 69.57%/ 30.43% = 2.286 g O/1 g N Los cocientes obtenidos son R2/R1 = 2 R3/R1 = 4 Vemos que por cada gramo de N el segundo óxido requiere el doble de oxígeno respecto al primero, para su preparación mientras que en el tercer óxido necesita el cuadruple. La respuesta es: óxido 1 = N2O óxido 2 = NO óxido 3 = NO2 El NO y NO2 se emplean para preparar ácido nitrico, producto industrial empleado para síntesis de explosivos, como nitroglicerina, nitrocelulosa y el trinitrotolueno (TNT).

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UNIDADES DE MEDIDA USUALES EN ESTEQUIOMETRÍA MOL es la cantidad de materia que contiene el mismo número de partículas que el número exacto de átomos contenidos en 12 g de Carbono 12. Es importante subrayar que el mol es una unidad de conteo, y que siempre contiene el mismo número de partículas independiente de la sustancia que se trate. Recordemos, que una muestra de cualquier sustancia por pequeña que ésta sea contiene un número muy grande de partículas. Por tanto, esperaríamos que el número de partículas presentes en un mol sea también un número muy grande. A este número se le conoce como número de Avogadro (NA) en honor al químico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856) y su valor es:

NA = 6.0221367x1023 partículas Con esto en mente podemos afirmar que un mol de cualquier cosa contiene el número de Avogadro de esa cosa; por ejemplo: 1 mol de átomos de C contiene 6.022x1023 átomos de C. 1 mol de moléculas de NH3 contiene 6.022x1023 moléculas de NH31 mol de cationes de H+1 contiene 6.022x1023 cationes de H+1

1 mol de electrones contiene 6.022x1023 electrones 1 mol de naranjas contiene 6.022x1023 naranjas. MASAS : ATÓMICA, MOLECULAR Y MOLAR En la tabla periódica se registran las masas atómicas de los elementos conocidos y están registrados en uma (unidades de masa atómica). Es así como: El Sodio tiene una MA(masa atómica) = 22.99 uma Recordemos que una uma (unidad de masa atómica) es la doceava parte de la masa de un átomo de Carbono 12. Las masas atómicas de todos los elementos son relativas porque se expresan en uma y hacen referencia a la masa del Carbono 12 por lo cual: Las unidades de masa atómica (uma), constituyen una escala relativa para las masas de los elementos químicos A partir de las masas atómicas de los elementos podemos calcular la masa molecular (MM) de las moléculas, si conocemos el tipo de elementos que la forman, esto permite definir:

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La masa molecular (MM) es la suma de las masas atómicas (en uma) de los átomos de los elementos que constituyen una molécula. Ejemplo: Calcule la masa molecular del Sulfato de Cobre II pentahidratado CuSO4.5H2O Cu 1 átomo x 63.5 uma = 63.5 uma S 1 átomo x 32 uma = 32 uma O 1 átomo x 16 uma = 144 uma H 10 átomos x 1 uma = 10 uma __________ 249. 5 uma La MM del CuSO4.5H2O es de 249.5 uma La masa molar (M) es la masa atómica o molecular expresada en gramos, sus unidades son g/mol. La masa molar es la masa en gramos numéricamente igual a la masa atómica o molecular de una sustancia y siempre se refiere a un mol de dicha sustancia. Ejemplo: la MM (H2O) = 18 uma su masa molar M = 18 g/mol la MA (Fe) = 55.84 uma su masa molar M = 55.84 g/mol El hecho de que la masa molar tenga unidades de g/mol permite plantear factores unitarios. * La M(H2O) = 18 g/mol es decir 18 g de H2O = 1 mol de H2O y los factores unitarios son: 18 g H2O ; 1 mol H2O ------------- -------------- 1 mol H2O 18 g H2O * La M(Fe) = 55.84 g/mol es decir 55.84 g Fe = 1 mol de Fe y sus factores unitarios son: 55.84 g Fe ; 1 mol Fe -------------- --------------- 1 mol Fe 55.84 g Fe

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CÁLCULOS MASA - MOL Al ser expresada como factor unitario, la masa molar nos proporciona una relación entre la masa de una sustancia y los moles de está o viceversa. M g mol M = masa molar (g/mol) Calcule cuántos gramos de Sodio equivalen a 1.85 moles de este elemento. Para resolver cualquier problema la estrategia es : 1.- Plantear los datos y la incógnita 1.85 mol de Na ? de Na 2.- Plantear la estrategia de solución mol de Na g de Na 3.- Realizar los cálculos numéricos 1.85 mol Na 23 g Na x ----------- = 42.55 g de Na 1 mol Na Calcule a cuántas moles equivalen 50 mg de H2O. Aplicando la estrategia de los 3 pasos. 50 mg de H2O ? Moles de H2O equivalencia M mg de H2O g de H2O mol de H2O 50 mg H2O 1 g H2O 1 mol H2O x ------------- x -------------- = 2.77 x 10-3 moles de agua 1000 mg H2O 18 g H2O

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¿ Cuántas moléculas hay en 500 mg de H2O? 500 mg de H2O ? moléculas de H2O equivalencia M NAmg de H2O g de H2O moles de H2O moléculas de H2O 500 mg H2O 1 g H2O 1 mol H2O 6.022x1023moléculas

x ------------- x -------------- x -------------------------- = 1.67x1022 1000 mg H2O 18 g H2O 1 mol H2O moléculas de agua ¿Cuántos átomos de Oxígeno hay en 25 g de Sulfato de Cobre II pentahidratado? 25g de CuSO4.5H20 ? átomos de O M NAg de CuSO4.5H2O mol de CuSO45H2O moléculas de CuSO4.5H2O átomos de O 25 g CuSO4.5H2O 1 mol CuSO4.5H2O 6.022x1023 moléculas 9 átomos de O x ------------------------- x ---------------------------- x --------------------- = 249.5 g CuSO4.5H2O 1 mol CuSO4.5H2O 1 molécula de CuSO4.5H2O = 5.43 x 1023 átomos de O RELACIÓN MOLAR A partir de la interpretación en moles de una ecuación química, surge una nueva relación que permite transformar los moles de una sustancia A en moles de una sustancia B distinta. A esta nueva relación se le denomina relación molar (RM) y es un nuevo factor unitario. RM Mol A Mol B Donde RM = relación molar

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Ejemplos : En una reacción química el Fierro reacciona con el HCl de acuerdo a la ecuación que debemos verificar el balanceo. 2 Fe + 6HCl 2FeCl3 + 3H2 Calcule cuántos gramos de Fe se necesitan para reaccionar con 5 moles de HCl. 5 moles de HCl ? g de Fe RM M mol de HCl mol de Fe g de Fe 2 mol Fe 55.84 g Fe 5 mol de HCl x ------------ x -------------- = 93 g Fe 6 mol HCl 1 mol Fe Una reacción de combustión es una reacción en la cual un hidrocarburo reacciona con Oxígeno para producir CO2 y H2O. Para la reacción de combustión del metano CH4 Calcule cuántas moléculas de agua se forman a partir de 5 mg de metano. CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

5 mg de CH4 ? moléculas de H2O equivalencia M RM mg CH4 g CH4 mol CH4 mol H2O moléculas H2O 5 mg CH4 1 mol CH4 2 moles H2O 6.022x1023moléculas H2O x ------------- x ---------------- x ------------------------------ = 3.76x1023 16 g CH4 1 mol CH4 1 mol H2O moléculas de agua

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RELACIONES MOLARES COMO FACTORES DE CONVERSIÓN Sabemos que en una reacción se conserva la masa, luego una cantidad específica de reactivos formará productos cuya masa será igual a la masa de los reactivos originales. Si se conoce la ecuación que representa a la reacción, se podrán deducir las relaciones de masa entre reactivos y productos. Los cálculos que involucran estas relaciones de masa se llaman cálculos estequiométricos. Para representar una reacción química escribimos una ecuación. Es muy importante estar seguros de que la ecuación es una representación adecuada de las especies comprometidas en la reacción. Es decir debemos estar seguros de que usamos las fórmulas apropiadas para todas las especies involucradas en la reacción. Una vez balanceada la ecuación para un proceso químico, se aplican los cálculos estequiométricos. La siguiente ecuación: CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O Muestra cuáles son reactivos y cuáles son productos en la reacción. El coeficiente de cada fórmula índica el número de moles de cada sustancia. En ausencia de un coeficiente, se sugiere que éste es 1. Se puede presentar la relación entre dos especies cualesquiera en la forma de una relación molar. Estas relaciones sólo tienen significado para la ecuación. La forma de esta relación molar es: 1 mol CH4 2 moles O2 Inversamente se puede expresar como: 2 moles O2 1 mol CH4 Las relaciones molares se obtienen empleando los coeficientes de la ecuación balanceada. Se aplican sólo a la reacción específica y se pueden utilizar como factores de conversión que relacionen el número de moles de una especie en la reacción con el número de moles de otras especies, o también para deducir el número de moles de cualquiera de las otras especies que intervienen en la reacción a través del factor que es la relación molar. EJEMPLOS: ¿Cuántos moles de gas Oxígeno se necesitan para que reaccionen 3.27 moles de gas metano?, si reaccionan de acuerdo con la ecuación: CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

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La relación molar adecuada es 2 moles de O2 1 mol CH4 No de moles = 3.27 moles CH4 x 2 moles O2 = 6.54 moles de O2 1 mol CH4 ¿Cuántos moles de NH3 se forman cuando 153 moles de Hidrógeno reaccionan con Nitrógeno según la ecuación? N2 + 3H2 2NH3 Moles de NH3 = 153 moles H2 x 2 moles NH3 = 102 moles de NH3 3 moles H2 ¿Cuántos moles de agua se producirán si 0.0203 moles de metano reaccionan con el Oxígeno en la combustión del metano? CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O Moles de agua = 0.0203 moles CH4 x 2 moles H2O = 0.0406 mol H2O 1 mol CH4

CÁLCULOS MASA A MOL Si se conoce la fórmula de una especie que reacciona, fácilmente puede determinarse la masa molar de tal especie. La masa molar se puede usar para convertir el número de gramos de las especies a número de moles de tales especies o viceversa. ¿Cuántos moles de moléculas de Oxígeno contiene una muestra de 64 g de Oxígeno? Como el O2 es diatómico = 32 g 1 mol O2 Moles de O2 = 64 g O2 x 1 mol O2 = 2 moles O2 32 g O2

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¿Cuántos gramos de amoníaco, están contenidos en 0.525 moles de amoníaco? Gramos de NH3 = 0.525 moles NH3 x 17.03 g NH3 = 8.94 g de NH3 1 mol NH3 Una de las reacciones primarias en la refinación del Hierro a partir del mineral, es cuando el Óxido de Hierro(III) reacciona con el Monóxido de Carbono para dar metal Hierro y Dióxido de Carbono. La ecuación balanceada para la reacción es: Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 ¿Cuántos moles de Hierro se formarán cuando 385 g de Monóxido de Carbono reaccionan con suficiente Óxido de Hierro(III)? La siguiente es una forma breve de decir que para calcular el número de moles de Hierro, se emplean los gramos de Monóxido de Carbono para hallar los moles de Monóxido de Carbono y, después, los moles de Monóxido de Carbono, se usan para hallar los moles de Hierro. ? moles de Hierro g de Monóxido de Carbono moles de Monóxido de Carbono moles de Hierro Moles de Fe = 385 g CO x 1 mol CO x 2 moles Fe = 9.17 moles Fe 28 g CO 3 moles CO ¿Cuántos moles de Amoníaco se forman al reaccionar 56 gramos de Nitrógeno con Hidrógeno, según la reacción: N2 + 3H2 2NH3 La secuencia para deducir el número de moles de Amoníaco es transformar los gramos de Nitrógeno a moles de Nitrógeno y después los moles de Nitrógeno a moles de Amoníaco. ? moles NH3 gramos de N2 moles de N2 moles de NH3 Moles de NH3 = 56 g N2 x 1 mol N2 x 2 moles de NH3 = 4 moles NH3 28 g N2 1 mol N2

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El gas Etano (C2H6) reacciona con Oxígeno para formar Dióxido de Carbono y Agua. ¿Cuántos gramos de Etano se requieren para que reaccionen con 14 moles de gas Oxígeno? La ecuación balanceada es: 2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O Solución: El número de gramos de etano se calcula, primero, empleando el número de moles de oxígeno para encontrar el número de moles de etano y, luego utilizando la masa molar del etano para obtener gramos. Moles de O2 Moles de etano Gramos de etano Gramos C2H6 = 14 moles O2 x 2 moles C2H6 x 30.1 g C2H6 = 120 g de C2H6 7 moles O2 1 mol C2H6 ¿Cuántos gramos de Nitrógeno deben combinarse con Hidrógeno para formar 4 moles de Amoníaco en la reacción: N2 + 3H2 2NH3

Solución: El camino a recorrer es usar los moles de Amoníaco para hallar los moles de N2 y con estos obtener los gramos de Nitrógeno. Moles de NH3 Moles de N2 Gramos de N2 Gramos N2 = 4 moles NH3 x 1 mol N2 x 28 g N2 = 56 g N2 2 moles NH3 1 mol N2

CÁLCULOS MASA A MASA Una de las preguntas mas comunes en los cálculos estequiométricos es: Si una cantidad de gramos de un reactivo se emplea en una reacción ¿cuántos gramos de otro reactivo se necesitan? ¿ O cuántos gramos de producto se forman? La conversión de masa de una especie determinada a número de moles o de número de moles a masa va siempre acompañada del empleo de la masa molar. Los números de moles de reactivos y productos están relacionados por las relaciones molares que se obtienen de la ecuación balanceada.

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La relación entre una masa determinada de reactivo o producto y la masa correspondiente de otro reactivo o producto se determina combinando los cálculos masa a mol, y mol a masa. Este tipo de cálculo es muy importante en Química porque generalmente se trabaja con las masas de los materiales. Cuando necesitamos conocer la masa de una sustancia que se utiliza o que se produce en una reacción, primero debemos calcular la cantidad en moles. Las moles se convierten a masa. Es necesario emplear la base molar para este tipo de cálculo estequiométrico. Ejemplos. 1) El metal Aluminio se obtiene del Óxido de Aluminio que se extrae del mineral bauxita. El Óxido de Aluminio se disuelve en un tanque con el mineral creolita molido. El Aluminio se forma por la inmersión de barras de carbón en el fundido y pasando corriente eléctrica a través de ellas. Esto causa que el Óxido de Aluminio reaccione con el Carbón para formar el metal Aluminio y Dióxido de Carbono. 2Al2O3 + 3C 4Al + 3CO2 ¿Cuántos gramos de metal Aluminio se formarán a partir de 204 g de Óxido de Aluminio? Solución: Para hallar los gramos de Aluminio que corresponden a los gramos de Óxido de Aluminio, primero hay que determinar el número de moles de éste. Este último se emplea para encontrar el número de moles de Aluminio, el cuál se convierte a gramos. La secuencia es: Gramos Al2O3 Moles Al2O3 Moles Al Gramos Al El resultado se obtiene multiplicando los gramos de Óxido de Aluminio por los tres factores apropiados. Primero, se convierten los gramos de Óxido de Aluminio a moles usando la masa molar. 2(27.0 g/mol) + 3(16.0 g/mol) = 102 g/mol Segundo, los moles de Aluminio se obtienen multiplicando por la relación molar de la ecuación. 204 g Al2O3 x 1 mol Al2O3 x 4 moles Al 102 g Al2O3 2 moles Al2O3

Finalmente, la masa del Aluminio se calcula usando la masa molar: Gramos Al = 204 g Al2O3x 1 mol Al2O3 x 4 moles Al x 27 g = 108 g de Al 102 g Al2O3 2 moles Al2O3 1 mol Al

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Por supuesto, los cálculos numéricos no se realizan sino hasta tener planteadas las operaciones. Un chequeo adicional de los cálculos es asegurarse de que las unidades indeseables se cancelen y sólo quedan las deseadas para la respuesta. 2) El Óxido de Hierro (III) reacciona con el CO para producir Hierro metálico y CO2. ¿Cuántos gramos de Hierro se producirán en la reacción de 325 g de Óxido de Hierro(III) con suficiente monóxido de Carbono? La ecuación balanceada es: Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 El problema índica la conversión de los gramos de Fe2O3 a número de moles 2(55.8 g/mol) + 3(16 g/mol) = 160 g/mol Los cuales se usarán para determinar el número de moles de Hierro y de allí se calculan los gramos de Hierro. Gramos Fe2O3 Moles Fe2O3 Moles Fe Gramos Fe Gramos Fe = 325 g Fe2O3 x 1 mol Fe2O3 x 2 moles Fe x 55.8 g Fe = 227 g Fe 160 g Fe2O3 1 mol Fe2O3 1 mol Fe CÁLCULO MASA VOLUMEN Conocido el volumen de una especie gaseosa en condiciones determinadas, encontrar el volumen de otras especies gaseosas que se encuentren en las mismas condiciones. Para esto es necesario aclarar que:

a) El volumen molar es aquel que ocupa un mol de cualquier gas a temperatura y presión normales (00C y 1 atm), cuyo valor corresponde a 22.4 L.

b) En condiciones iguales de presión y temperatura, volúmenes iguales de cualquier gas, contienen el mismo número de moléculas (Hipótesis de Avogadro). Según esta hipótesis un mol de un gas a temperatura de 00C y una atmósfera (1 atm) de presión contiene 6.022x1023 moléculas, independientemente del gas que se trate. Ejemplo: 1 mol de N2 ocupa 22.4 L y tiene 6.022x1023

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¿Cuántos litros de Oxígeno a condiciones normales de temperatura y presión se combinarán con 30 L de Hidrógeno a las mismas condiciones, en la siguiente ecuación?

2H2 + O2 → 2H2O

1 L O2 30L H2O x _________ = 15 L H2O 2 L H2

Dada la masa de una especie, hallar el volumen de otras especies gaseosas en condiciones específicas. Ejemplo: ¿Cuántos litros de Oxígeno se necesitan para combinarse, a 250C y 780 mm Hg, con 8.08 g de Hidrógeno mediante la siguiente reacción? 2H2 + O2 → 2H2O Para resolver este problema se recomiendan las siguientes conversiones: H2 → moles H2 → moles O2 → litros O2 TPN → litros O2

1 mol H2 1 mol O2 22.4 L 2980 K 760 mm Hg 8.08 g x _________ x ________ x ________ x _________ x ___________ = 47.6 L 2.02 g 2 moles H2 1 mol O2 2730 K 780 mm Hg También se puede aplicar cuando en una reacción existe un gas, los gramos o moles obtenidos como producto o que reaccionen, se convierten a litros usando la Ley de los gases ideales siguiente: pV = nRT Donde: V = Volumen (L) p = Presión (atm) n = No. de moles T = Temperatura absoluta (0K) R = Constante universal de los gases R = 0.082 L.atm mol 0K Para la reacción: 2H2 + O2 → 2H2O, 5 moles de gas Hidrógeno a TPN ¿Qué volumen en litros de agua en estado gaseoso se producirán en las mismas condiciones de temperatura y presión?

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De la reacción anterior: 2 moles de H2 producen 2 moles de agua; por lo tanto 5 moles de H2 producirán 5 moles de agua. 22.4 L H2 1 mol H2O 5moles H2 x _________ x ________ = 5 moles H2O 1 mol H2 22.4 L H2O 22.4 L H2 5moles H2O x _________ = 112.0 L H2O 1 mol H2O Ejercicio de práctica. 1.- ¿Cuántos litros de CO2 en condiciones normales de temperatura y presión se pueden producir si se calientan 90 gramos de CaCO3 según la reacción: CaCO3 → CaO + CO2? 2.- ¿Cuántos gramos de H2 se necesitan para producir 40 L de H2O? 2H2 + O2 → 2H2O 3.- ¿Cuántos litros de Hidrógeno se producen en 80 gramos de Zn cuando reacciona con HCl? Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 4.- ¿Cuántos litros de gas Metano se ocupan para obtener 94 L de agua según la reacción? CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O? 3.3.1 REACTIVO LIMITANTE 3.3.2 REACTIVO EN EXCESO En muchos procesos químicos se usan cantidades de reactivos tales que, según la ecuación química, la de uno de ellos está en exceso respecto a la de otro. La cantidad del o los productos que se forman en ese caso dependerá del reactivo que no está en exceso. Por este razón, al reactivo que no está en exceso se le llama reactivo limitante, porque es el que limita la cantidad de producto que se puede obtener. Casi siempre, los problemas donde se dan las cantidades de dos o más reactivos son del tipo de reactivo limitante y existen varios métodos para identificarlos en una reacción química. En el método más directo se necesitan dos pasos para determinar el reactivo limitante y la cantidad de producto formado. Se calcula la cantidad de producto (moles o gramos, según se necesite) que se pueda formar a partir de cada reactivo.

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Se determina cuál reactivo es el limitante (Es el reactivo que origina la cantidad mínima de producto; los demás reactivos están en exceso. El reactivo limitante determinará la cantidad de producto que se formara en la reacción). Sin embargo a veces será necesario calcular la cantidad del reactivo en exceso. Esto se puede hacer calculando primero la cantidad del reactivo en “exceso” que se requiere para reaccionar con el reactivo limitante. A continuación se resta el resultado del reactivo inicial. La diferencia es la cantidad de esa sustancia que queda sin reaccionar, Ejemplos: ¿Cuántas moles de Fe3O4 se pueden obtener al hacer reaccionar 16.8 g de Fe con 10.0 g de H2O? ¿Cuál sustancia es el reactivo limitante y cual es el reactivo en exceso?. 3Fe( s) + 4H2O(g) Fe3O4(s) + 4H2(g) Paso 1 Calculamos las moles de Fe3O4 que se puede formar a partir de cada reactivo. g de reactivo mol de reactivo mol de Fe3O4 16.8g Fe x 1 mol de Fe x 1 mol Fe3O4 = 0.100 mol Fe3O4 55.85g de Fe 3 mol Fe 10.0 g H2O x 1 mol H2O x 1 mol Fe3O4 = 0.139 mol Fe3O4 18.02 g H2O 4 mol H2O Paso 2 Al determinar cuál es el reactivo limitante vemos que es el Fe, porque produce menos Fe3O4; el agua está en exceso. El rendimiento del producto es 0.100 mol de Fe3O4. ¿Cuántos gramos de Bromuro de Plata, AgBr, se pueden formar cuando se mezclan soluciones que contienen 50 g de MgBr2 y 100g de AgNO3? ¿Cuántos g del reactivo en exceso quedan sin reaccionar? MgBr2(ac) + 2AgNO3(ac) 2AgBr(S) + Mg(NO3)2(ac)

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Paso 1 Calculamos los gramos de AgBr que se pueden formar a partir de cada reactivo. g de reactivo mol de reactivo mol de AgBr g de AgBr 50g MgBr2 x 1mol MgBr2 x 2mol AgBr x 187.8 g AgBr = 102 g AgBr 184.1 g MgBr2 1 mol MgBr2 1 mol AgBr 100g AgNO3 x 1mol AgNO3 x 2mol AgBr x 187.8 g AgBr = 110.5 g AgBr 169.9 g AgNO3 2 mol AgNO3 1 mol AgBr Paso 2 Ahora determinaremos el reactivo limitante. Este es el MgBr2, porque produce menos AgBr; el AgNO3 está en exceso. El rendimiento del producto es 102g de AgBr. Paso 3 Calculamos los gramos de AgNO3 sin reaccionar, los que reaccionan con 50g de MgBr2 g MgBr2 mol MgBr2 mol AgNO3 g AgNO3 50g MgBr2 x 1mol MgBr2 x 2mol AgNO3 x 169.9 g AgNO3 = 92.3 g AgNO3 184.1 g MgBr2 1 mol MgBr2 1 mol AgNO3 Así 92.3 g de AgN03 reaccionan con 50 g de MgBr2 La cantidad de AgNO3 que queda sin reacciones es 100g AgNO3 – 92.3 g AgNO3 = 7.7 g AgNO3 sin reaccionar. La mezcla final contendrá 102 g de AgBr(s), 7.7 g de AgNO3 sin reaccionar y una cantidad indeterminada de Mg(NO3)2 en solución (se puede calcular). Realice los siguientes ejercicios de práctica: 1 ¿Cuántos gramos de Cloruro de Hidrogeno (Acido Clorhídrico) se pueden producir con 0.490g de Hidrógeno y 50g de Cloro? Respuesta: 17.7 g HCl H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)

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2. ¿Cuántos gramos de sulfato de Bario se formarán a partir de 200 g de Nitrato de Bario y 100 g de Sulfato de Sodio? Respuesta: 164.4 g BaSO4 Ba(NO3)2 (ac) + Na2SO4(ac) BaSO4(s) + 2NaNO3(ac) 3.3.3 RENDIMIENTO TEÓRICO, RENDIMIENTO REAL, PORCENTAJE DE RENDIMIENTO Las cantidades de productos que se calculan a partir de las ecuaciones representan el rendimiento máximo (100%) de producto, de acuerdo con la reacción representada por la ecuación. Hay muchas reacciones, en especial donde intervienen sustancias orgánicas, que no dan un rendimiento del 100%. Las causas principales son reacciones colaterales o secundarias, que producen sustancias distintas al producto principal, y el hecho de que muchas reacciones son reversibles. Además se puede perder algo de producto al manipularlo y pasarlo de un recipiente a otro. El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad calculada de producto que se puede obtener a partir de determinada cantidad de reactivo, según la ecuación química. El rendimiento real es la cantidad de producto que se obtiene en la práctica. El rendimiento porcentual es la relación del rendimiento real entre el rendimiento teórico, multiplicado por 100. Los rendimientos teórico y real deben estar expresados en las mismas unidades para calcular el porcentaje: Rendimiento porcentual = rendimiento real x 100 rendimiento teórico Por ejemplo; si se calcula que el rendimiento teórico de una reacción es 14.8g y la cantidad de producto que se obtuvo es 9.25 g, el rendimiento porcentual es Rendimiento porcentual = 9.25g x 100 = 62.5 % 14.8 g A continuación se aplica la formula en los siguientes ejemplos: 1.- Se preparó CCl4 haciendo reaccionar 100g de Dislfuro de Carbono con 100 g de Cloro. Calcule el rendimiento porcentual, si se obtuvieron 65 g de CCl4 y la reacción es: CS2 + 3Cl2 CCl4 + S2Cl2

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En este problema necesitamos determinar el reactivo limitante, para calcular la cantidad de CCl4 (rendimiento teórico) que se puede formar. Después podemos comparar esa cantidad con los 65 g de CCl4 (rendimiento real) para calcular el rendimiento porcentual. Paso 1 Determinaremos el rendimiento teórico. Calculamos los gramos de CCl4 que se pueden formar a partir de cada reactivo: g de reactivo mol de reactivo mol de CCl4 g de CCl4 100g CS2 x 1mol CS2 x 1mol CCl4 x 153.8 g CCl4 = 202 g CCl4 76.13 g CS2 1 mol CS2 1 mol CCl4 100g Cl2 x 1mol Cl2 x 1mol CCl4 x 153.8 g CCl4 = 72.3 g CCl4 70.90 g Cl2 3 mol Cl2 1 mol CCl4 Paso 2. Determinaremos el reactivo limitante. Es el Cl2, porque produce menos CCl4. El CS2 está en exceso. El rendimiento teórico es 72.3 g de CCl4

Paso 3. Cálculo del rendimiento porcentual: según la ecuación, la cantidad máxima o rendimiento teórico de CCl4 es 72.3g de CCl4 partiendo de 100 g de Cl2. El rendimiento real es 65 g de CCl4. 65 g Rendimiento porcentual = --------- x 100 = 89.9 % 72.3 g 2.- Se preparó Bromuro de Plata haciendo reaccionar 200g de Bromuro de Magnesio con la cantidad adecuada de Nitrato de Plata. Calcula el rendimiento porcentual si se obtuvieron 375 g de Bromuro de Plata. MgBr2 + 2AgNO3 Mg(NO3)2 + 2AgBr

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Paso 1. Cálculo del rendimiento teórico. Calcularemos los gramos de AgBr que se pueden formar. 200g MgBr2 x 1mol MgBr2 x 2 mol AgBr x 187.8 g AgBr = 408 g AgBr 184g MgBr2 1 mol MgBr2 1 mol AgBr El rendimiento teórico es 408 g de AgBr Paso 2. Cálculo del rendimiento porcentual. Según la ecuación, la cantidad máxima posible de AgBr es 408 g, si se parte de 200g de MgBr2. El rendimiento real fue 375 g de AgBr. Entonces: Rendimiento porcentual = 375 g AgBr x 100 = 91.91 % 408 g AgBr EJERCICIO DE PRACTICA.- Se preparó Oxido de Aluminio calentando 225 g de Óxido de Cromo(II) con 125 g de Aluminio. Calcula el rendimiento porcentual obtenido, si se produjeron 100g de Óxido de Aluminio y la reacción es: 2Al + 3CrO Al2O3 + 3Cr 3.4 SOLUCIONES Las soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. Las mezclas constituyen sistemas formados por dos o más especies que no reaccionan químicamente entre sí. Estos materiales pueden ser homogéneos, cuando óptimamente presentan una sola fase, y una distribución regular de sus propiedades físicas y químicas y heterogéneos cuando presentan dos o más fases y una distribución irregular de sus propiedades. La fase de un sistema, es la porción homogénea que se puede separarse mecánicamente, es decir, mediante el uso de algunos procesos como: tamización, decantación, imantación, filtración, centrifugación. Son mezclas homogéneas, agua con azúcar; cloroformo con éter etílico, alcohol etílico con bencina, etc. Son mezclas heterogéneas: azufre con agua, almidón con alcohol, keroseno y agua.

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3.4.1 COMPONENTES O PARTES DE UNA SOLUCIÓN Y DIFERENCIACIÓN ENTRE SOLUCIÓN, SUSPENSIÓN Y DISPERSIÓN COLOIDAL Las disoluciones son materiales homogéneos formados por dos o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos limites. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, aire, los refrescos y todas las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). Las mezclas de gases, son soluciones. Las soluciones verdaderas se diferencian de las soluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del solvente. Algunos metales son solubles en otros cuando están en el estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en esa mezcla los dos metales se pueden solidificar, entonces serán una solución sólida. CARACTERISTICAS DE LAS DISOLUCIONES Son mezclas homogéneas, es decir, que las sustancias que la conforman ocupan una sola fase, y presentan una distribución regular de sus propiedades físicas y químicas, por lo tanto al dividir la disolución en n partes iguales o distintas, cada una de las porciones arrojará las mismas propiedades físicas y químicas. 1.- La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos limites. Por ejemplo, 100 g de agua a 0 ºC es capaz de disolver hasta 37.5 g de NaCl, pero si mezclamos 40 g de NaCl con 100 g de agua a la temperatura señalada quedará un exceso de soluto sin disolver. 2. Sus propiedades físicas dependen de su concentración. Ej. disol. HCl 12 mol/L Densidad = 1.18 g/cm3 disol. HCl 6 mol/L Densidad = 1.10 g/cm3 3.. Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc. Ejemplo: Para separar los componentes de una disolución acuosa de NaCl, se realiza por evaporación, es decir la disolución es sometida a calentamiento, al alcanzarse la temperatura de ebullición del solvente éste se separa en forma de gas, quedando la sal como residuo.

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4. Tienen ausencia de sedimentación, es decir al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Angstrom ( ºA ). SOLUBILIDAD La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de un soluto es la cantidad de este. Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una solución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la solución está saturada. La solubilidad de un compuesto en un solvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la solución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura. En general, la mayor solubilidad se da en soluciones con moléculas que tienen una estructura similar a la del solvente. La solubilidad de las sustancias varía; algunas de ellas son muy poco solubles o insolubles. La sal de cocina, el azúcar y el vinagre son muy solubles en agua, pero el bicarbonato de sodio casi no se disuelve. Por la relación que existe entre el soluto y la disolución, algunos autores clasifican las disoluciones en diluidas y concentradas, y las concentradas se subdividen en saturadas y sobre saturadas. Las diluidas, se refieren a aquellas que poseen poca cantidad de soluto en relación a la cantidad de disolución; y las concentradas cuando poseen gran cantidad de soluto. Esta clasificación es inconveniente su utilización, debido a que no todas las sustancias se disuelven en la misma proporción en un determinada cantidad de disolvente a una temperatura dada.

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Tabla 28. Clasificación de Soluciones. POR SU ESTADO DE AGREGACIÓN POR SU CONCENTRACIÓN

SÓLIDAS

Sólido en sólido : zinc en estaño (Latón ). Gas en sólido: Hidrógeno en Paladio. Líquido en sólido: Mercurio en plata (amalgama).

DISOLUCION NO-SATURADA; es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación. Ej: a 0 ºC 100 g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no saturada.

LÍQUIDAS

Líquido en Líquido: Alcohol en agua Sólido en líquido: Sal en agua Gas en líquido: Oxígeno en agua

DISOLUCION SATURADA: en estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ej una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en 100 g de agua 0 ºC .

GASEOSAS

Gas en gas: Oxígeno en nitrógeno.

DISOLUCION SOBRE SATURADA: representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura.

COLOIDES Cuando las partículas de una mezcla homogénea tienen aproximadamente un tamaño de 10 a 10 000 veces mayor que los átomos y moléculas, tenemos un sistema coloidal. En lugar de hablar de solvente y soluto, se acostumbra emplear los términos fase dispersora y fase dispersa. Los sistemas coloidales permanecen como tales siempre que las partículas de la fase dispersa no se reúnan unas con otras. Si ello ocurre, se dice que el coloide flocula o coagula. Esto es precisamente lo que pasa cuando se añade limón a la leche, o se hierve un huevo. De la coagulación de la leche (coloide) se obtienen la mantequilla y el queso.

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Un coloide subsiste como tal gracias a un equilibrio muy delicado, que no permite que se junten las pequeñas partículas de la fase dispersa. En algunos casos ello sucede debido a una repulsión de tipo eléctrico entre ellas; en otras, gracias a la presencia de sustancias estabilizadoras, llamadas surfactantes o emulsificantes. El jabón es una de ellas. Con excepción de los gases, que siempre forman disoluciones, pues se mezclan íntimamente en todas proporciones, podemos tener sistemas coloidales con sustancias en los diversos estados de agregación. Analizar la siguiente tabla: Tabla 29. Tipos de sistemas coloidales MEDIO FASE NOMBRE COMÚN EJEMPLO DISPERSOR DISPERSORA gas líquido aerosol líquido nubes, “sprays “ sólido aerosol sólido humo líquido gas espuma merengue, jabonadura líquido emulsión leche, mayonesa sólido sol gelatinas, pinturas sólido gas espuma sólida malvavisco, piedra pómez líquido emulsión sólida queso, mantequilla sólido sol sólido perlas SUSPENSIONES Si el tamaño promedio de las partículas de la mezcla es mayor que en el caso de los coloides, hablamos de suspensiones. La fuerza de la gravedad domina sobre las interacciones entre partículas, así que las suspensiones acaban por sedimentarse y presentar dos fases, en forma de mezcla heterogénea. Muchos medicamentos se presentan en forma de suspensiones; por eso tiene sentido el letrero que dice: “Agítese antes de usarse”.

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Tabla 30. Comparación de las propiedades de las disoluciones, coloides y suspensiones.

PROPIEDAD DISOLUCIÓN COLOIDE SUSPENSIÓN Tamaño de la partícula

< que 1 nm 10 – 10 000 nm > 10 000 nm

Homogeneidad homogénea En el límite Heterogénea Acción de la gravedad

No sedimenta Puede sedimentar Sedimenta

Filtrabilidad No filtrable No filtrable Filtrable Ejemplos sanguíneos Sal

Urea Albúmina Fibrinógeno

Células rojas Células blancas

3.4.2 CÁLCULOS DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN La concentración de una solución la da el número de moléculas que tenga el soluto de una sustancia y el número de moléculas que tiene el resto de la sustancia. Expresa la proporción en que se encuentra el soluto en relación con la totalidad de la disolución, y la misma se indica mediante unidades físicas y químicas. 3.4.2.1 UNIDADES FÍSICAS PORCENTAJE EN MASA Aunque su nombre común es porcentaje en peso, es más conveniente llamarlo porcentaje en masa. El porcentaje en masa se refiere al cociente de la masa del soluto dividida entre la masa de la disolución, multiplicado por cien.

% en masa = masa del soluto X 100 masa de la disolución El porcentaje masa/masa (% m/m): expresa la cantidad de gramos de soluto que existen por cada 100 gramos de disolución. Ejemplo: Disolución azucarada al 5 % m/m. Ello indica que dicha disolución contiene: a) 5g de azúcar por cada 100 g de disolución. b) 5g de azúcar en 95 g de agua. c) 95 g de solvente por cada 100 g de disolución.

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Ejemplos: Se disuelve 0,5 gramos de AgN03 en 40 gramos de agua. Calcular la concentración de la disolución en % m/m. calculando masa de disolución: m disol = 0.5g + 40g =40.5 g disol. % en masa = 0.5 x 100 40.5 % en masa = 1.23 % m/m. Calcule el porcentaje en masa de una disolución con 5 g de sal en 95 g de agua. La masa total de la disolución es 100g, y entonces: % en masa = 5 g de sal x 100 = 5% 100 g de disolución ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se debe agregar a un litro de agua para obtener una disolución del 25% en masa? Conviene utilizar la razón básica que caracteriza toda disolución del 25% en masa, o sea, que contiene 25g de soluto por cada 75 g de disolvente. 25 g NaOH 75 g H2O También se emplea la densidad del agua, expresada como: 1000 g H2O 1 l H2O Así, a partir del dato (1 litro de agua), obtenemos los gramos de NaOH necesarios, mediante la multiplicación por las razones apropiadas: Masa (NaOH) = 1 l H2O ( 25 g NaOH )( 1000 g H2O) 75 g H2O 1 l H2O Masa (NaOH) = 333 g de NaOH

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PORCENTAJE EN VOLUMEN Se obtiene como el volumen del soluto dividido entre el de la disolución y multiplicado por cien. % en volumen = volumen del soluto x 100 volumen de la disolución Porcentaje masa/volumen ( % m/V): expresa la cantidad en gramos de soluto que hay por cada 100 cm3 de disolución. Ejemplo: Se tienen 400cm3 de una disolución alcalina al 10% m/V. Calcule la cantidad de soluto. el 10% m/V expresa que por cada 100 cm3 de disolución hay 10 gramos de álcali. Entonces en 400cm3 hay 40 g de soluto Resultado = 40 g de soluto Porcentaje volumen/ volumen: expresa la cantidad de cm3 de soluto que hay por cada 100 cm3 de disolución. Ejemplo: ¿Qué cantidad de agua se ha de agregar a 60 cm3 de alcohol etílico para que la disolución resultante sea 2.5 % V/V? . La concentración del 2.5 % V/V expresa que existen 2.5 cm3 de alcohol por cada 100 cm3 de disolución; ó 2.5 cm3 de alcohol por cada 97.5 cm3 de disolvente. 2.5 cm3 alcohol ----- 97.5 cm3 de disolvente. 60 cm3 alcohol ------ x x ---------------- = 2 340 cm3 de agua Concentración en g/L: expresa la cantidad en gramos de soluto que hay por cada litro de disolución. Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una solución de cloruro de sodio con una concentración de 40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de solución. Ejemplo : Se disuelven 4.5 gramos de CuS04 en agua hasta obtener 700 cm3 de solución. Calcular la concentración en g/L. m = 4.5 g CuS04Vsol= 700 cm3 = 0.7 litros C= ? ( g/L) 1000 cm3 = 1 litro 4.5 g CuSO4 ____ 0.7 litros x _____ 1 litro Concentración (x) = 6,43 g/L

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Realice los siguientes ejercicios de práctica: 1) Calcular la cantidad de soluto y solvente que hay en: a) 400 gramos de disolución al 6 % m/m. R: 24 g soluto y 376 g solvente b) 450 gramos de disolución al 20 % v/v R: 90 mL y 360 mL 2) Calcular la concentración de la disoluciones que se han preparado disolviendo: a) 20 gramos de azúcar en 300 gramos de agua R: 6,25 % m/m b) 20 mL de alcohol en 40 mL de agua (vol. aditivos) R: 33,33 % v/v c) 60 gramos de glucosa en 800 mL de disolución. R: 7,5 % m/v 3.4.2.2 UNIDADES QUIMICAS. CONCENTRACIÓN EN MOL/L (MOLARIDAD) Concentración en mol/L: (molaridad) El Sistema Internacional de Pesos y Medidas: (SI); no acepta el término molaridad, el cual debe sustituirse por concentración en mol/dm3. (1 dm3 = 1 litro). La concentración en mol/L expresa la cantidad de moles de soluto que hay por cada decímetro cúbico (dm3) de disolución; o la cantidad de milimoles (mmol) de soluto por cada centímetro cúbico de la disolución, (1 mol = 1000 mmol). Se simboliza: [ A ], C ó CA. La molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de solución, expresado en litros, es decir: C = n/V. El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol (masa molar) de soluto. Por ejemplo, para conocer la molaridad de una solución que se ha preparado disolviendo 70 g de cloruro de sodio (NaCl) hasta obtener 2 litros de solución, hay que calcular el número de moles de NaCl; como la masa molar del cloruro de sodio es la suma de las masas atómicas de sus elementos, es decir, 23 + 35.5 = 58.5 g/mol, el número de moles será 70/58.5 = 1.2 y, por tanto, C = 1.2/2= 0.6 M (0.6 molar).

Recuerde que M significa “ moles por litro” , mol/ L Calcular la molaridad de 750 mL de una disolución acuosa que contiene 30 g de NaOH. Emplearemos la ecuación que define la molaridad o concentración molar. Para ello se calcula primero el número de moles en 30 g de NaOH (Cuya masa molar (M) = 40 g/mol) n = m = 30g NaOH = 0.75 mol NaOH M 40g NaOH/mol NaOH

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Con ello podemos aplicar la fórmula y obtener el resultado C = n/V = 0.75 mol NaOH / 0.75L = 1 M ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio (Na2SO4) se tienen en 2.5 litros de una disolución 1.4M? La masa molar del sulfato de sodio (M) = 142 g/ mol El esquema de resolución será el siguiente, a partir del dato de 2.5 L: C M V n m La utilización de las razones básicas es la siguiente: m(Na2SO4) = 2.5L ( 1.4 mol Na2SO4 )( 142 g Na2SO4) 1L 1 mol Na2SO4m(Na2SO4) = 497 g Na2SO4 CONCENTRACIÓN EN EQUIVALENTE – GRAMO/ LITRO La concentración en equivalente-gramo/litro: expresa la cantidad de equivalentes gramos de soluto por cada litro de disolución, o miliequivalentes-gramos por cada centímetro cúbico de disolución. El uso de esta última unidad no es admitida por el Sistema Internacional. En mucha bibliografía se emplea el concepto de normalidad (N) que se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución. El equivalente gramo de una sustancia representa la cantidad de la misma que es capaz de reaccionar químicamente con una cantidad especifica de otra sustancia. 2Al + 6 HCl 2 Al Cl3 + 3H2 2mol 6mol 2(27g) 6(36.5g) simplificando Eq-g (Al) = 27/3 = 9 Eq-g (HCl) = 36.5 g/1 = 36.5 1 Eq-g Al reacciona con 1 Eq-g HCl 1 Eq-g Al = 9 g ;1 Eq-g HCl = 36.5 g Estequiometricamente 2 moles de Al (54 g) reaccionan completamente con 6 moles HCl (219 g) Calculando g HCl que reaccionan con 9 g Al: g HCl= 9 g Al x 1 mol x 6 moles HCl x 36.5 g HCl = 36.5 g 27 g Al 2 mol Al 1 mol HCl Un equivalente gramo expresa la cantidad de gramos de la sustancia indicada por el peso equivalente.

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CALCULO DEL PESO EQUIVALENTE: Para calcular el peso equivalente de una sustancia se debe considerar si la misma es un ácido, una base o hidróxido, una sal o un elemento. M Para un ácido: PE= ------------ No. H+

98g/mol Ejemplo : H2SO4 PE= ------------- = 49 g/ Eq-g 2 Eq-g/mol M Para un hidróxido: PE= ------------ No. OH-

78g/mol Ejemplo: Al (0H)3 PE = -------------- = 26 g/ Eq-g 3 Eq-g/mol M c) Para una sal: PE= ---------------------------------- No. de oxid. total del ión +3 -2 296 g/mol Ejemplo : Cr2(SO4)3 PE= --------------- = 49.3 g/ Eq-g 6 Eq-g/mol A Para un elemento: PE = -------------------- No. Oxidación 27 g/at-g Ejemplo: Al PE = ---------------- = 9 g/Eq-g 3 Eq-g/at-g Para las sustancias que actúan como oxidantes o reductoras, el peso equivalente es igual a la masa molar entre el número de moles de electrones ganados o perdidos. M 158 g/mol Ej: KMn04 Mn02 PE(KMnO4)= ----- = ------------- = 52.67 g/Eq-g (+7) + 3 e- (+4) 3 3 Eq-g/mol

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122.5 g 2 KCl03+ Cl2 PE ( KClO3)= ------------ = 12.25 g/Eq-g (+5) + 10 e- (0) 10 Eq-g/mol Ejercicios:¿Cuántos gramos de HCl se deben disolver en agua para producir 500 cm3 de disolución ácida de concentración 1.5 Eq-g/L? Vdisol= 500 cm3(0.5L) 1.5 eq-g 1 L C= 1.5 eq - g/ L x 0.5 L x = 0.75 eq-g HCl mHCl= ? 1 eq-g 36.5 g HCl 0.75 eq-g x x = 27.38 g HCl Calcular la normalidad de una solución que contiene 36 g de Na2CO3 en 500ml Un equivalente de Na2CO3 es : PM = 106 = 53 g es un equivalente químico de Na2CO3 2 2 1 eq- g de Na2CO3 53 g X 36 g X = (36g)(1 eq-g Na2CO3) = 0.679 eq- g de Na2CO3 53 g N = 0.6 79 eq- g Na2CO3 = 1.358 eq-g/ L 0.5 L MOLALIDAD La molalidad expresa la cantidad en moles de soluto que se encuentran por cada kilogramo de disolvente. Se representa con la letra m. Ejemplo: Una disolución acuosa de Ca(0H)2 1 molal significa que la misma contiene 1 mol de Ca(0H)2 (74g) en un kg de agua.

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Ejercicio: Al disolver 40 cm3 de disolución de HCl al 37% m/m y de densidad (ρ) 1.12 g/cm3

en 200 cm3 de agua. ¿Cuál es la molalidad de la disolución? DATOS Vdisol= 40 cm3 C = 37 % m/m ρ = 1.12 g/cm3

Vagua= 200 cm3 = 200 g por que ρ agua = 1 g/cm3 molalidad=? M.HCl= 36.5 g/mol. a) moles HCl: 40 cm3 x 1.12 g sol x 37 g HCl x 1 mol HCl nHCl = 0.45 mol 1 cm3 sol 100g sol 36.5 g HCl b) msi= 40 cm3 x 1.12 g sol = 44.8 g sol inicial. 1 cm3 sol c) m HCl = 40 cm3 x 12 g sol x 37 g HCl = 16.58 g HCl 1 cm3 sol 100g sol d) m agua si = 44.8g – 16.58 g = 28 g H2O m total agua = 200g + 28g = 228g H2O = 0.228 Kg f) molalidad = 0.45 mol = 1.97 mol/kg 0.228 Kg FRACCIÓN MOLAR La fracción molar expresa la cantidad de moles de cada componentes en relación a la totalidad de los moles de la disolución. Se simboliza con la letra " X ". Ejemplo: X sto= fracción molar del soluto. X NaCl = fracción molar del NaCl. Para calcularla: X sto = n sto X ste= n ste n total n total X sto + X ste = 1

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Ejercicio: Calcular la fracción molar de una disolución de H2SO4 al 98 % m/m y de densidad 1.84 g/cm3. DATOS C= 98 % m/m significa que 98 g H2SO4 están en 100 g disol ρ = 1.84 g/cm3 M H2O = 18 g/mol M H2SO4 = 98 g/mol. a) n H2SO4 = 98g = 1 mol 100 g disol = 98 g H2SO4 + 2 g H2O b) n H2O = 2 g H2O x 1 mol H2O = 0.11 mol H2O 18 g H2O c) n total = 1 mol H2SO4 + 0.11 mol H2O = 1.11 moles X H2SO4 = 1 mol = 0.9 X H2O = 0.11 mol = 0.1 1.11 mol 1.11 mol 3.4.3 CÁLCULOS DE CONCENTRACIÓN EN DILUCIÓN DE SOLUCIONES E INTERCONVERSIÓN DE UNIDADES Las disoluciones concentradas que no se utilicen normalmente se guardan en el almacén de laboratorio. Con frecuencia estas disoluciones “de reserva” son diluidas antes de utilizarlas. La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada. Ejemplo: Supóngase que se desea preparar 1 litro de disolución 0.400M de KMnO4 a partir de una solución 1.00M de KMnO4 . Para ello se necesitan 0.400 moles de KMnO4 . Puesto que hay 1.00 moles de KMnO4 en 1 litro (o 1 000 ml) de una disolución 1.00 M; en 0.400x 1000 ml , o 400 ml de la misma disolución, habrá 0.400 moles de KMnO4. 1.00 mol = 0.400 mol 1 000 ml de soln 400 ml de soln Por lo tanto, se deben tomar 400 ml de la disolución 1.00M de KMnO4 y diluirlos hasta 1000 ml adicionando agua (en un matraz volumétrico de un litro). Este método da 1 litro de la solución deseada de KMnO4 0.400 M.

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Al efectuar un proceso de dilución, conviene recordar que al agregar más disolvente a una cantidad dada de la disolución concentrada, su concentración cambia (disminuye) sin que cambie el número de moles de soluto presente en la disolución. En otras palabras: Moles de soluto antes de la dilución = Moles de soluto después de la dilución Puesto que la molaridad se define como los moles de soluto en un litro de disolución, el número de moles de soluto está dado por: Moles de soluto x volumen de soln (en litros) = moles de soluto litro de soln MV = moles de soluto Como todo el soluto proviene de la disolución concentrada original, se concluye que MiVi = MfVf

moles de soluto moles de soluto

antes de la dilución después de la dilución donde Mi y Mf son las concentraciones molares de la disolución final e inicial, y Vi y Vf son los volúmenes respectivos de la disolución inicial y final. Desde luego las unidades de Vi y Vf deben ser las mismas (en ml o l) para que los cálculos funcionen. Para verificar que los resultados sean razonables, se debe asegurar que Mi > Mf y Vi > Vf . El siguiente ejemplo muestra la aplicación de la ecuación: Describa cómo prepararía 5.00x102 ml de una disolución 1.75 M de H2SO4 a partir de una disolución concentrada de H2SO4 8.61 M. Como la concentración de la disolución final es menor que la de la disolución original ,este es un proceso de dilución. Se preparan los cálculos anotando los datos del modo siguiente: Mi = 8.61 M Mf = 1.75 M Vi = ? Vf = 5.00X102 ml Sustituyendo la ecuación: MiVi = MfVf (8.61 M)(Vi) = (1.75 M)(5.00x102ml) . Vi = (1.75M)(5.00x102ml) 8.61 Vi = 102 ml

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Entonces, para obtener la concentración deseada se deben diluir 102 ml de la disolución 8.61 M de H2SO4 con suficiente agua para dar un volumen final de 5.00x102 ml en un matraz volumétrico de 500 ml. Se desean preparar 250 mililitros de una disolución 3.4M de HCl, a partir de una disolución 6M ¿Qué haría para lograrlo? Primero se calcula el número de moles de HCl que se necesita: n = ( 3.4 mol HCl )( l L )(250 mL) = 0.85 mol HCl 1L 1000 mL Segundo, averigüe que volumen de la disolución 6M contiene exactamente este número de moles de HCl V = n = 0.85 mol HCl = 0.143 L = 0.143 mL C 6 mol HCl L Por tanto, para preparar la disolución diluida, se toma este volumen de la disolución 6M y se completa con agua hasta 250 mL, o sea, se añade 108 mL de agua. Ejercicio de practica: ¿Cómo prepararía 2.00x102 ml de una disolución 0.866 M de NaOH, a partir de una disolución concentrada 5.07 M?

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UNIDAD IV. INTRODUCCIÓN AL EQUILIBRIO QUÍMICO CONCEPTO EQUILIBRIO QUÍMICO El equilibrio químico se define como el punto en el que la velocidad de reacción directa es igual a la velocidad de reacción inversa es decir se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce ningún cambio neto adicional. Esto se índica por medio de una doble flecha (⇔ ) . Todas las reacciones químicas son teóricamente reversibles. Sin embargo, hay casos en los cuales la reacción inversa es imperceptible u ocurre a una velocidad tan lenta, que para los propósitos prácticos se considera irreversible Por ejemplo la reacción del gas Hidrógeno con el gas Oxígeno para formar agua se le considera una reacción irreversible. También se considera una reacción irreversible aquella en la que uno de los productos se desprende como gas. En el caso en que participan dos sustancias A y B para formar los productos C y D, hay que considerar la siguiente ecuación: A + B C + D Cuando A y B empiezan a reaccionar, se forman algunos de los productos C y D. A medida que se consumen los reaccionantes, disminuye la velocidad de reacción debido al cambio de concentración de los reaccionantes. A medida que empiezan a formarse los productos C y D, comienzan a reaccionar entre ellos para formar A y B de acuerdo con la siguiente ecuación: C + D A + B Al formarse más C y D, la velocidad de reacción aumenta debido al aumento en la concentración de C y D. Eventualmente estas dos reacciones alcanzan un punto en donde la velocidad a la cual A y B están reaccionando para formar C y D es igual a la velocidad a la cual C y D están reaccionando para formar A y B. Esta es la condición de equilibrio. Debe tenerse en cuenta que es un equilibrio dinámico puesto que las dos reacciones no han parado y continúan sucediendo a una velocidad igual. TIPOS DE EQUILIBRIO Equilibrio Homogéneo: es aquel en el que todos los reaccionantes y los productos se encuentran en el mismo estado o en la misma fase, como en las siguientes reacciones: 2NO (g) + O2 (g) ⇔ 2NO2 (g) CH3COOH (ac) + H2O (l) ⇔ CH3COO (ac) + H3O+ (ac)

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Equilibrio Heterogéneo: se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases. Sucede cuando uno o más de los reaccionantes o productos no están homogéneamente dispersos. En un equilibrio de este tipo solamente la fase gaseosa está incluida en la constante de equilibrio. Ejemplos: Ejemplos de equilibrio Heterogéneo: CaCO3 (s) ⇔ CaO (s) + CO2 (g) (NH4)2Se (s) ⇔ 2NH3 (g) + H2Se (g) 4.2 CONSTANTE DE EQUILIBRIO EN TÉRMINOS DE CONCENTRACIÓN La constante de equilibrio para una reacción en el equilibrio debe permanecer constante a una temperatura dada. Así, si cualquier cambio de condiciones causa un cambio en la concentración de cualquiera de los reaccionantes o de los productos, los otros deben cambiar de igual manera para compensar este cambio, es decir, la posición de equilibrio va a variar para compensar el cambio. Hay dos factores que causan el desplazamiento del equilibrio: el primero es la concentración y el segundo es la temperatura. La concentración. Puede cambiarse bien sea modificando la cantidad de una sustancia en particular o el volumen en el cuál es contenida. Cuando la concentración de una de las sustancias en un sistema en equilibrio se cambia, el equilibrio varía de tal forma que pueda compensar este cambio. Por ejemplo, si se aumenta la concentración de uno de los reaccionantes el equilibrio se desplaza hacia la derecha o hacia el lado de los productos. Igualmente una disminución de la concentración de los reactantes hará que el equilibrio se desplace hacia la izquierda o hacia el lado de los reaccionantes. La temperatura. La variación de equilibrio ocasionada por el cambio de temperatura dependerá si la reacción es exotérmica o endotérmica; si es exotérmica se puede considerar el calor como uno de los productos. Por el contrario si es endotérmica el calor se considera como un reaccionante. Por tanto si se aumenta la temperatura en una reacción exotérmica, tendrá el mismo efecto que el aumento de uno o más de los productos; el equilibrio se desplazará hacia la izquierda para disminuir la tensión en el sistema. Recíprocamente, una disminución en temperatura para una reacción exotérmica hará que el equilibrio se desplace hacia la derecha a fin de formar más calor y por tanto reducir la tensión del sistema. Para una reacción endotérmica los cambios serán justamente el caso opuesto.

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4.2.1 DEDUCCIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO K A cualquier reacción en equilibrio corresponde una constante de equilibrio. Por lo que en una reacción en equilibrio, la velocidad de la reacción directa será directamente proporcional a la concentración de los reaccionantes, elevados a la potencia del coeficiente en la ecuación balanceada. Por ejemplo usando la reacción general de la ecuación A + B ⇔ C + D la velocidad de la reacción directa es proporcional a la concentración molar de A por la concentración molar de B: Velocidadd = Kd [A] [B] Donde Kd es la constante de proporcionalidad para la reacción directa. En la reacción inversa la velocidad se expresa: Velocidadi = Ki [C] [D] Aquí Ki es la constante de velocidad específica para la reacción inversa. En el equilibrio la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa y por tanto: Velocidadd = Velocidadi ó Kd [A] [B] = Ki [C] [D] Reorganizando da: Kd = [C] [D] Ki [A] [B] Puesto que Kd y Ki son ambas constantes Kd/ Ki es también una constante llamada constante de equilibrio, Keq. Por tanto, Keq = [C] [D] [A] [B] Si consideramos una reacción general en la que a moles del compuesto A reaccionan en proporción estequiométrica con b moles de B, para dar c moles de C y d moles de D. aA + bB ⇔ cC + dD Donde A, B, C, D representan diferentes especies moleculares y a, b, c, d son los coeficientes en la ecuación balanceada, la constante de equilibrio se escribe como: Keq = [C]c [D]d [A]a [B]b

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Por tanto, los coeficientes en la ecuación pasan a ser exponentes para la concentración en la expresión de la constante de equilibrio. Para las reacciones de equilibrio con gases, la constante de equilibrio puede escribirse en base a las presiones parciales de los gases en lugar de concentración molar. Dicha expresión recibe el nombre de ley de acción de masas, la cual establece que la expresión de la constante de equilibrio esta dada por la multiplicación de las concentraciones de los productos (derecha) divididos entre el producto de las concentraciones de los reactantes (izquierda), cada uno elevado a la potencia correspondiente a el coeficiente de esa sustancia en la ecuación química balanceada. Existen dos casos extremos: a) Keq mucho mayor que 1 en el equilibrio, los productos son más abundantes que los reactivos. b) Keq mucho menor que 1 en el equilibrio, los reactivos son más abundantes que los productos. La constante Keq para una determinada reacción o proceso siempre tiene el mismo valor, a una temperatura dada. Si cambia la temperatura, cambia el valor de la constante de equilibrio. 4.2.2 PRINCIPIO DE LE CHATELIER Un estado de equilibrio químico se mantiene mientras no se alteren las condiciones del sistema . Cuando se modifica algún parámetro, como puede ser la presión, la temperatura o la concentración de alguna de las especies en equilibrio, éste se desplaza en cierta dirección (hacia los reactivos o hacia los productos), hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. En 1888, con base en observaciones experimentales Henri Le Chatelier planteó un principio simple que permite estimar los efectos sobre un estado de equilibrio. Principio de Le Chatelier. Cuando una reacción en equilibrio sufre un cambio de condiciones, las proporciones de los reactivos y los productos se ajustan de tal forma que el efecto del cambio se minimiza. Factores que puedan reemplazar la posición de equilibrio. Variación en la temperatura. Variación en la presión. Variación del volumen La variación de temperatura es el factor que pueda hacer variar mayormente el valor de la constante de equilibrio.

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Cambio en la concentración Supongamos que a una reacción en equilibrio que se lleva a cabo en una sola fase se añade una cierta cantidad adicional de un reactivo o producto. El principio de Le Chatelier índica en este caso que: Cuando se incremente la concentración de algún reactivo, el sistema reaccionará formando productos, es decir, se tenderá a minimizar el cambio haciendo desaparecer los reactivos. En contraste, al aumentarse la concentración de algún producto, el sistema se desplazará hacia los reactivos, o sea , se tenderá a minimizar el cambio mediante la desaparición de productos. Ejemplo: Subir una montaña, o incluso viajar a la ciudad de México (2240 m s.n.m) o la Paz, Bolivia (3630 m s.n.m), puede producir hipoxia o “mal de puna” (deficiencia de oxígeno en los tejidos, cuyos síntomas son mareos, vómitos o cansancio). La razón es que a esas alturas la concentración atmosférica de O2 es menor, y eso hace que baje su concentración en la sangre. El equilibrio Hemoglobina- Oxígeno se altera por esta disminución, pues al mantenerse constante Keq = [HbO2]/ [Hb] [O2], una disminución de [O2] implica una menor concentración de hemoglobina oxigenada. Para suplir esta deficiencia, el cuerpo aumenta la producción de hemoglobina, [Hb], y el mal de puna se vence por unos días. Los habitantes de las ciudades altas llegan a tener 50% más hemoglobina que los que viven a nivel del mar. Cambio de presión Un cambio en la presión puede afectar el equilibrio en las reacciones en las que participan gases. Según Le Chatelier: Si se eleva la presión de un sistema de gases en equilibrio, la reacción se desplazará en la dirección en que desaparezcan moles de gas, a fin de minimizar la elevación de la presión. Por el contrario, si disminuye la presión, la reacción se desplazará en el sentido en que aumenten los moles totales de gas, lo que ayudará a que la presión no se reduzca. Supongamos la reacción: 2NO2(g) ⇔ N2O4(g) en la que cada dos moles de dióxido de nitrógeno generan un mol de tetróxido de dinitrógeno. Una vez que la reacción alcanza el equilibrio, un aumento en la presión provoca que la reacción proceda hacia el N2O4, pues esto reduce los moles totales de gas presentes y, por tanto, la presión.

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Si disminuye P 2NO2(g) ⇔ N2O4(g) dos moles un mol Si aumenta P También en una botella de agua mineral se tiene el equilibrio: CO2(g) + H2O(l) ⇔ H2CO3(ac) El único gas es el dióxido de carbono, por lo que al destapar la tapa y reducir la presión en la botella la reacción se desplaza del ácido carbónico hacia el CO2, y el agua mineral se nos derrama en la mesa por el burbujeo súbito. Cambio en la temperatura Si se eleva la temperatura de un sistema reaccionante, la reacción se desplazará en el sentido en que se absorba calor. Por otro lado, si la temperatura desciende, se favorecerá la reacción exotérmica. Tomando el ejemplo anterior en el sentido de izquierda a derecha la reacción es exotérmica, y en sentido contrario es endotérmica, pues hay que romper un enlace en el dímero. Por ende si T crece, procederá la reacción de producto a reactivo, y viceversa si T decrece. Si disminuye T 2NO2(g) ⇔ N2O4(g) ΔH0< 0 (exotérmica) Si aumenta T Si la reacción de izquierda a derecha fuera endotérmica, habría que invertir la dirección de las flechas. Analizando la disolución de un gas en agua: CO2(g) + H2O(l) ⇔ H2CO3(ac) es un proceso exotérmico. Si se eleva la temperatura de un refresco, este pierde su gas disuelto. En cambio, si se vierte sobre hielo conserva su gas.

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Un ejemplo de aplicación de estos conceptos es la reacción, 3H2 (g) + N2 (g) ⇔ 2NH3 (g) + 22 Kcal. A) ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se agrega más N2 al sistema? B) ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión? C) ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se disminuye la temperatura? D) ¿Qué pasará a la concentración de N2 si se remueve el H2 del sistema? E) ¿Qué pasará con la concentración de NH3 si se disminuye la presión (aumentando el volumen)? F) ¿Qué pasará con la concentración de H2 si se aumenta la temperatura? Soluciones: A) Un aumento en la concentración de N2 hará que el equilibrio se desplace hacia la derecha (para gastar más N2) B) Un aumento en la presión en este caso hará que el equilibrio se desplace hacia el lado con el menor número de moles; por lo tanto se desplazará hacia la derecha. C) Puesto que ésta es una reacción exotérmica ( en donde el calor se considera como un producto), si ser remueve el calor ( al disminuir la temperatura), el equilibrio se desplazará hacia la derecha. D) Si se remueve el H2, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda; por tanto la concentración de N2 aumentará. E) Si se disminuye la presión, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, por tanto la concentración de NH3 disminuirá. F) Si la temperatura aumenta (agregando calor al sistema), el equilibrio se desplazará hacia la izquierda; por lo tanto la concentración de H2 aumentará. De igual forma la concentración de N2 aumentará y el NH3 disminuirá; entonces, junto con el desplazamiento en el equilibrio en este caso hay también un cambio en el valor de la constante de equilibrio. La producción industrial de amoníaco es un ejemplo representativo de la aplicación del principio de Le Chatelier. Para empezar, el hidrógeno necesario se obtiene al hacer reaccionar metano con vapor de agua, CH4(g) + H2O(g) ⇔ CO(g) + 3H2(g) ΔH = + 323.5 kJ/mol

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Como la reacción es fuertemente endotérmica, el equilibrio se desplaza hacia la derecha elevando la temperatura. En efecto, el proceso industrial requiere temperaturas mayores que 7500C. El proceso ideado por el alemán Fritz Haber hace reaccionar nitrógeno (proveniente del aire) e hidrógeno ( de la reacción anterior): N2(g) + 3H2(g) ⇔ 2NH3g) ΔH0 = -92.6 kJ Como el objetivo industrial es producir amoníaco, el proceso se debe llevar a cabo a alta presión, ya que favorece la reacción de izquierda a derecha. Por esto es que el proceso industrial se efectúa por lo menos, ¡a 250 atmósferas!. En este caso, Kp ha de mantenerse constante. Kp = ( P2

NH3 )eq PN2PP

3H2

Es obvio que cuando la presión total se incrementa todas las presiones parciales crecen, pero la del hidrógeno, que está elevada al cubo, hace crecer más el denominador. Por tanto, la Kp se desbalancea y sólo se logra que vuelva a su valor constante de equilibrio cuando se transforman los reactivos en producto, pues esto reduce las presiones parciales del denominador y eleva la del numerador. Con respecto a la temperatura, como la reacción es exotérmica, esperaríamos una mayor conversión a amoníaco a baja temperatura, y esto es precisamente lo que ocurre a 2000C se obtiene amoníaco con un rendimiento de 80% mientras que a 4000C sólo se logra alrededor del 20%. No obstante, en la industria la reacción se desarrolla a 5000C. La razón es que a esa temperatura, aunque la conversión a amoníaco es baja, la velocidad a la que ocurre es alta. Si la reacción se llevará a cabo a 2000C, la conversión sería alta, pero tardaría horas en efectuarse. Los procesos industriales han de considerar los dos factores: la eficiencia termodinámica y la velocidad de la reacción. Durante la primera guerra mundial, los alemanes aprovecharon el invento de Haber para obtener nitrato de amonio, NH4NO3, usado como explosivo. Hoy día, el amoníaco es el compuesto químico del que más moles se producen en la industria mundial (el segundo es el ácido sulfúrico), y su principal utilidad ya no es bélica, sino la fabricación de fertilizantes para el cultivo.

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4.2.3 CÁLCULO DE LAS CONCENTRACIONES DE LAS ESPECIES EN LA CONDICIÓN DE EQUILIBRIO Formule las ecuaciones de las constantes de equilibrio Keq, para los siguientes procesos: C (s) + CO2 (g) ⇔ 2CO (g) Keq = [CO]2 [C] [CO2] Keq = [CO]2 [CO2] 2HgO (s) ⇔ 2Hg (l) + O2 (g)

Keq = [Hg]2 [O2] [HgO]2 Keq = [O2] 2ZnS (s) + 3O2 (g) ⇔ 2ZnO (s) + 2SO2 (g)

Keq = [ZnO]2 [SO2]2 [ZnS]2 [O2]3 Keq = [SO2]2 [O2]3 PCl3 (g) + Cl2 (g) ⇔ PCl5 (g)

Keq = [PCl5] [PCl3] [Cl2] 2CO2 (g) ⇔ 2CO (g) + O2 (g)

Keq = [CO]2 [O2] [CO2]2

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Ejercicios que involucran cálculos en la constante de equilibrio. Para la reacción: N2(g) + 3H2(g) ⇔ 2NH3(g) A la temperatura dada una mezcla en equilibrio en un recipiente de 10 litros contiene 2.0 moles de NH3, 0.20 mol de N2 y 6.0 moles de H2 ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio a esta temperatura? Solución: Keq = [NH3]2 [N2] [H2]3 Recuerde que todas estas son concentraciones y, por tanto, el número de moles de cada sustancia debe de ser dividido por el volumen total del recipiente. Keq = [2.0/10]2 = (0.2)2______ = 9.3 [0.20/10] [6.0/10]3 (0.020)(0.6) Para la reacción: H2(g) + I2(g) ⇔ 2HI(g) A 5000C Keq = 62.5 . Si 5 moles de H2 y 5 moles de I2 son colocados en un recipiente de 10 litros a 5000 C hasta que alcanzan el equilibrio, calcular la concentración de H2, I2 y HI. Keq = [HI]2__ = 62.5 [H2] [I2] Si x es igual al número de moles que reaccionan de H2 e I2, puesto que serán iguales según la reacción dada, el número de moles de HI que son formados son 2x y el número de moles de H2 e I2, que permanece en equilibrio es cada uno (5.0- x). Por tanto: _____(2x/10)2__________ = __(2x/10)2 = 62.5 [(5.0 –x) /10)] [(5.0 –x)/10] [(5.0 –x)/10]2

Sacando la raíz cuadrada en ambos lados da: ___(2x/10)____ = 7.9 [(5.0 –x)/10] Y hallando el valor de x da: 2x= 39.5 – 7.9x 9.9x = 39.5 x= 4.0 moles

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Por tanto, el equilibrio, teniendo en cuenta que necesitamos moles/litro, es: [HI] = 2x = (2)(4.0) = 0.8 mol/Lt [H2] = [I2] = 5.0 – x = 5.0 - 4.0 = 0.1 mol/Lt 10 10 10 10 4.3 EQUILIBRIO ÁCIDO BASE EN SISTEMAS ACUOSOS Aunque no siempre se puede percibir, todas las reacciones químicas pueden suceder en dos direcciones: de los reactivos a los productos, pero también de los productos a los reactivos. Por ejemplo en una muestra acuosa ocurre espontáneamente la reacción de ionización del agua H2O ⇔ H+ + OH-

Pero, desde luego, una vez formados los dos iones es perfectamente posible que vuelvan a formar una molécula de agua, atraídos por cargas opuestas. Así en el agua común y corriente tenemos normalmente las tres especies, tanto moléculas H2O, como iones H+ y OH-. Aunque al parecer no sucede ninguna reacción en un vaso de agua, ello es falso. Continuamente se disocian moléculas y se reunen iones. A nivel microscópico el agua no es perfectamente estable; sin embargo: En el equilibrio, las reacciones en ambas direcciones ocurren a la misma velocidad. Es decir, por cada molécula de agua que forma dos iones, tiene lugar la unión de dos iones para formar una molécula. Entonces, existe un equilibrio en el que las cantidades de H2O, H+ y OH- permanecen constantes en todo momento. Así, cuando este sistema químico está en equilibrio, la cantidad de moléculas de H2O es constante, lo mismo que la cantidad de iones H+ u OH-, por cada unidad de volumen. Por tanto el cociente Kc para esta reacción también es una constante, llamada constante de equilibrio : [H+] [OH-] Kc = ___________ = 1.8 x 10 –16

[H2O] Los paréntesis cuadrados indican la concentración de cada especie expresada como número de moléculas por unidad de volumen o, más frecuentemente, como número de moles por unidad de volumen (concentración molar). El valor tan pequeño de esta constante de equilibrio nos revela que las concentraciones de los productos son mucho menores que la del reactivo.

195

De esta manera, en un litro de agua tenemos prácticamente sólo moléculas de agua. Como cada mol de agua tiene una masa de 18 g(18 ml), hay (1000g)/ (18 g/mol) = 55.5 moles de agua en un litro. Entonces, si sustituimos [H2O] por 55.5 mol/L en la ecuación anterior e igualamos [H+] = [OH-] ( ya que cada vez que se forma un ión se forma el otro), tenemos que: [H+] [OH-] = [H+]2 = Kc[H2O] = (1.8x10-16)(55.5 mol/L) = 1x10-14 mol2/L2

de donde [H+] = [OH-] = 1x10-7 mol/L Así pues, en diez millones de litros de agua se tiene apenas un mol de iones [H+] y un mol de iones [OH-]. Piense que para contener esa cantidad de agua se necesitaría un cubo enorme, de 21 m de lado. Resumiendo lo anterior. En un litro de agua hay : 55.5 moles de agua 1/ 10 000 000 moles de [H+] 1/ 10 000 000 moles de [OH-] 4.3.1 CONCEPTO DE ÁCIDO Y BASE DE ACUERDO A LA TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY En 1923, la clasificación de Arrhenius que se limitaba a reacciones que se llevan a cabo en agua fue extendida a otros disolventes y a la fase gaseosa, en virtud de los estudios de T. Lowry (inglés) y J. Brönsted (danés). Para ellos:

Un ácido es una sustancia capaz de donar un protón, H+, y una base aquélla capaz de aceptarlo.

Algunos ejemplos de ácidos de Arrhenius nos permiten identificar ciertos aniones como bases, como es el caso del Cl- y del CN- en las siguientes reacciones, en las que claramente son aceptores de protones cuando se realizan de derecha a izquierda: HCl ⇔ H+ + Cl-

HCN ⇔ H+ + CN-

Para que una sustancia sea una base, es decir, sea capaz de atrapar un protón, basta que posea un par de electrones a los cuales se una el protón, creando un enlace covalente coordinado. Esta definición implica que, para cada ácido, hay una base relacionada con él. Si HA representa un ácido y B: una base ( con sus dos electrones solitarios). HA + B: ⇔ A: + B:H+

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Esta reacción es reversible. A: + B:H+ ⇔ HA + B: y puede observarse que ahora la especie B:H+ es la que dona un protón, y A: la que lo acepta. La base relacionada con un cierto ácido se denomina su base conjugada. En el ejemplo, A es la base conjugada del ácido HA. De manera similar, se dice que B:H es el ácido conjugado de la base B:. Como ejemplo de lo anterior, el agua tiene dos pares de electrones solitarios y puede actuar como base de Brönsted – Lowry. De esta manera, en la reacción: HCl + H2O ⇔ H3O+ + Cl-

Ácido Base Ácido Base conjugado conjugada En la reacción : 1) el cloruro de hidrógeno actúa como ácido. pues cede un protón al agua. 2) el agua es una base, ya que recibe un protón del del HCl. 3) el ión hidronio, H3O+, es el ácido conjugado del agua, ya que cede un protón al cloruro

para echar a andar la reacción inversa. 4) el Cl- es la base conjugada del HCl, pues recibe el protón del ión hidronio. Puede generalizarse que todos los ácidos según Arrhenius son también ácidos según Brönsted y Lowry, ya que son capaces de ceder un protón al agua, la que actúa como base. Así mismo, todas las bases según Arrhenius también lo son según Brönsted y Lowry, ya que el grupo OH- posee más de un par de electrones solitarios y es capaz de aceptar un protón para formar agua. Todo ácido o base fuerte genera un ácido o base débil respectivamente y se dice que son conjugados uno del otro. Según la tendencia a liberar protones o aceptarlos, los ácidos o bases de Brönsted – Lowry pueden ser fuertes o débiles. Otros ejemplos son los siguientes: Bases Ácidos Ácidos Bases H2O + H2SO4 ⇔ H3O+ + HSO4

-

H2O + HOH ⇔ H3O+ + OH-

H2O + NH4 ⇔ H3O+ + NH3 NH3 + HCl ⇔ NH4

+ + Cl-

197

Orden de acidez decreciente HCl ⟩ HF ⟩ H3O+ ⟩ NH4

+ ⟩ H2O ⟩ CH4 Orden de basicidad creciente CH4

⟩ OH- ⟩ NH3 ⟩ H2O ⟩ HCl La facilidad con que un ácido transfiere los protones a una base como el agua es una medida de su fuerza como ácido. Por lo que la fuerza de un ácido, es una medida del porcentaje de ionización y no de la concentración. 4.3.2 LA DISOCIACIÓN DEL AGUA Y EL CONCEPTO DE PH El concepto de pH (Potencial de Hidrógeno) fue definido por primera vez por Soren Poer Lauritz Sorensen (1868-1939) quién en 1909 propone que se usara el número de exponente para expresar la acidez o la basicidad con la que definió la escala de ph ( del francés powair hydrogene, poder del hidrógeno). La escala de pH fue ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones del ión (H+) (ión Hidrógeno), en varias soluciones sin necesidad de utilizar números en forma exponencial, debido a que con frecuencia son números muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajar con ellos, fue así entonces que se decidió trabajar con números enteros positivos. El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno expresado en (mol/litro), la escala de pH se define por la ecuación: pH = - log [H+] El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, además el termino [H+] corresponde a la parte numérica de la expresión para la concentración del ión hidrógeno. Debido a que el pH solo es una manera de expresar la concentración del ión hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas (25°C), pueden identificarse por sus valores de pH como sigue: Disoluciones ácidas: [H+] > 1,0 x 10-7M; pH < 7.00 Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 x 10-7M; pH > 7.00 Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 x 10-7M; pH = 7.00 Se observa que el pH aumenta a medida que el [H+] disminuye. En el caso del H2O pura, tendremos: La disociación del H2O es: H2O + H2O ⇔ H3O+ + OH-

Por tanto [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 mol/litro pH = - log [H3O+] pH = - log [1 x 10-7] pH = 7

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A 25°C, el pH del agua pura y de cualquier solución acuosa que contenga concentraciones iguales de ión hidronio y de ión hidroxilo es 7. Los valores de la escala de pH son los que muestra la tabla siguiente: ESCALA DE pH

[H3O+] pH [OH-] pOH

1 x 100 0 1 x 10-14 14

1 x 10-1 1 1 x 10-13 13

1 x 10-2 2 1 x 10-12 12

1 x 10-3 3 1 x 10-11 11

1 x 10-4 4 1 x 10-10 10

1 x 10-5 5 1 x 10-9 9

1 x 10-6 6 1 x 10-8 8

1 x 10-7 7 NEUTRALIDAD 1 x 10-7 7

1 x 10-8 8 1 x 10-6 6

1 x 10-9 9 1 x 10-5 5

1 x 10-10 10 1 x 10-4 4

1 x 10-11 11 1 x 10-3 3

1 x 10-12 12 1 x 10-2 2

1 x 10-13 13 1 x 10-1 1

1 x 10-14 14 1 x 100 0 Tabla 31. Valores en la escala de pH

199

4.3.3 PROCEDIMIENTOS PARA EL CÁLCULO DE ( H+ Y OH-, PH Y POH) EN SOLUCIONES ACUOSAS DE ÁCIDOS Y BASES FUERTES, Y ÁCIDOS Y BASES DÉBILES INTRODUCCIÓN Existen dos clases de compuestos químicos relacionados entre sí y que son muy importantes en la vida diaria. Se trata de los ácidos y de las bases. Algunos ácidos muy conocidos son el vinagre ( ácido acético), la vitamina C( ácido ascórbico) y el ácido del acumulador ( ácido sulfúrico). Son bases muy comunes la lejía (hidróxido de sodio), el polvo para hornear (bicarbonato de sodio) y el amoníaco. Los ácidos son compuestos que: a) Hacen que el colorante indicador tornasol cambie a rojo b) Tienen sabor agrio c) Disuelven los metales activos (como Zinc o Hierro) y producen hidrógeno gaseoso d) Reaccionan con las bases para formar agua y compuestos iónicos llamados sales Los ácidos y las bases son especies químicas opuestas, así que sus propiedades son muy diferentes. Las bases son compuestos que: a) Hacen que el colorante indicador tornasol cambie a azul b) Tienen sabor amargo c) Se sienten resbalosas al tacto d) Reaccionan con ácidos para formar agua y sales Los alimentos que son ácidos se identifican por su sabor agrio.el vinagre y el jugo de limón son buenos ejemplos. El vinagre es una solución acuosa de ácido acético ( alrededor del 5%) . Los limones, las limas y otros frutos cítricos contienen ácido cítrico. El ácido láctico confiere al yogurt un sabor ácido , y se suele agregar ácido fosfórico a las bebidas carbonatadas para impartirles ácidez. En cambio, el sabor amargo del agua iónica es atribuible a la presencia de quinina que es una base. Aunque todos los ácidos tienen sabor agrio y todas las bases saben amargas, difícilmente un ensayo de sabor es la mejor prueba de uso general para determinar si una sustancia es un ácido o una base. Algunos ácidos o bases son muy venenosos, y muchos son considerablemente corrosivos, a menos que estén muy diluidos. El medio más común para identificar una sustancia como ácido o como base es la prueba del tornasol. Si se introduce una tira del tornasol neutro (de color violeta) en una solución desconocida y el color cambia a rojo, la solución es ácida. Si el color de la tira cambia a azul, la solución es básica. Si la tira no cambia de color, la solución no es ni ácida ni básica. El tornasol es uno de los varios cientos de compuestos conocidos que son indicadores ácido base. Muchos colorantes naturales de alimentos, como los del jugo de uva, el repollo morado y el arándano, son indicadores ácido – base, como también lo son casi todos los colorantes de los pétalos de las flores.

200

ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES Cuando el cloruro de hidrógeno gaseoso (HCl) se combina con el agua, reacciona totalmente para formar iones hidronio y iones cloruro. Prácticamente no quedan moléculas de HCl. HCl + H2O ⇔ H3O+ + Cl-

El cianuro de hidrógeno (HCN), un gas venenoso, también reacciona con el agua para producir iones hidronio y iones cianuro. HCN + H2O ⇔ H3O+ + CN-

Pero en este último caso la reacción se lleva a cabo sólo en una pequeña proporción: menos del 1% de las moléculas de HCN reaccionan para producir iones hidronio; el resto permanecen sin ionizarse, como moléculas de HCN. Los ácidos que, como el HCl, reaccionan totalmente con el agua se conocen como ácidos fuertes , y los que sólo reaccionan en pequeña proporción son ácidos débiles. No existen muchos ácidos fuertes ( sulfúrico, nítrico y clorhídrico) son los únicos más comunes. La mayor parte de los ácidos son débiles. También las bases se clasifican como fuertes o débiles; esto depende de si reaccionan con el agua totalmente o sólo en pequeña proporción para formar iones hidróxido, quizá la base fuerte más conocida sea el hidróxido de sodio (NaOH). Este compuesto existe en forma de iones sodio y iones hidróxido incluso en estado sólido. Otras bases fuertes son el hidróxido de potasio (KOH) y los hidróxidos de todos los demás metales del grupo IA. Los hidróxidos del grupo IIA también son bases fuertes [ excepto el Be(OH)2], pero el Ca(OH)2 es muy poco soluble en agua y el Mg(OH)2 es casi insoluble, por lo que en la práctica éstas no son bases fuertes. La base débil más conocida es el amoníaco (NH3), que reacciona con el agua para producir en proporción baja iones amonio (NH4

+) y iones hidróxido. NH3 + H2O ⇔ NH4

+ + OH-

201

Tabla 32. Ácidos y bases más comunes. NOMBRE FÓRMULA CLASIFICACIÓN Ácido sulfúrico Ácido nítrico Ácido clorhídrico Ácido fosfórico Ión sulfato ácido Ácido láctico Ácido acético Ácido carbónico Ácido bórico Ácido cianhídrico Hidróxido de sodio Hidróxido de potasio Hidróxido de Litio Hidróxido de calcio Hidróxido de magnesio Amoníaco

H2SO4 HNO3

HCl H3PO4 HSO4

-

CH3CHOHCOOH CH3COOH H3CO3 H3BO3 HCN NaOH KOH LiOH Ca (OH)2 Mg(OH)2 NH3

Fuerte Fuerte Fuerte Moderado Moderado Débil Débil Débil Muy débil Muy débil Fuerte Fuerte Fuerte Fuerte* Fuerte* Débil

* aunque estas bases se clasifican como fuertes, no son muy solubles. El hidróxido de calcio es ligeramente soluble en agua, y el hidróxido de magnesio es prácticamente insoluble. Calcúlese el pH de una solución cuya concentración de ión hidronio es 6,0 x 10 –5 M pH = - log [6,0 x 10 –5] pH = - log [6.0 x 10 –5]= - [log 6.0 + log 10 –5] pH = -0.78 + 5 = 4.22 Una escala semejante a la escala del pH puede usarse para expresar la concentración del ión hidroxilo de las soluciones. El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones (OH) es decir: pOH : - log [OH-] El pH y el pOH se relacionan así: [H3O+] [OH-]= 10-14 log [H3O+] [OH-]= log 10-14

Luego log [H3O+] + log [OH-]= - 14 (- log [H3O+])+ (- log [OH-]) = 14 Por lo tanto: pH + pOH = 14

202

¿Cual es el pH y pOH de una solución 0.0001 M de hidróxido de sodio.?

El NaOH es un electrolito fuerte, su disociación es : NaOH ⇔ Na+ + OH-

Hallemos entonces inicialmente el pOH así: pOH = - log [OH-] pOH = - log [1 x 10-4] pOH = - [log 1 + log 10-4] pOH = - log 1 – (-4) log 10 pOH = 0 – (- 4) log 10 pOH = 0 – (- 4) . 1 pOH = 4 Como la suma del pH y pOH en una solución es igual 14, el pH puede determinarse, restando de 14 el valor de pOH. En este caso: pH = 14 – pOH pH = 14 – 4 pH = 10 El pH de la solución es 10 y el pOH = 4, lo cual indica que la solución es básica ya que el pH > 7. Este tipo de notación se ha extendido para incluir el término pK, que se refiere a constantes de equilibrio, por lo tanto pKa y pKb se refieren a los logaritmos negativos de las constantes de disociación de ácido y base, respectivamente. Debería observarse explícitamente que el valor de pK para un ácido o base dados es una constante a una temperatura dada, sin embargo, los valores de pH y pOH varían progresivamente. Calcule el pH de una solución 0.5 F de NH4OH si Kb = 1.8 x 10 -5

NH3 + H2O ⇔ NH4

+ + OH - Inicio 0.5 0 0 Rx X X X Equilibrio 0.5-X X X Inicial Rx Equilibrio

[NH3] = 0.5 X 0.5 – x

[NH4+] = 0 X X

[OH -] = 0 X X [NH4] [OH-] Kb = ___________ = 1.8 x 10 –5

[NH3]

203

x2 Kb = ___________ = 1.8 x 10 –5

0.5 - x Como x es muy pequeño comparado con 0.5 entonces: x2 Kb = ___________ = 1.8 x 10 –5

0.5 x2 = 0.9x10-5

x = 3x10-3

Luego: [OH -] = 3 x 10 –3

pOH = - log [OH-] pOH = - log [3 x 10 –3] pOH = - (log 3 + log 10 –3) pOH = - [0,477 + (-3)] pOH = - (-2.52) pOH = 2.52 pH = 14 – POH pH = 14 –2.52 pH = 11.48 Un ácido débil de formula HA tiene un pH = 5.3 cuando su concentración es 0.1 F ¿Cuál es su constante de disociación? HA + H2O ⇔ H3O+ + A-

Inicial Reacción Equilibrio

[HA] = 0.1 X 0.1 – x

[H3O+] = 0 X X

[A] = 0 X X [H3O] [A-] Ka = ___________ [HA]

204

x2

Ka = ___________ 0.1 - x pero pH = - log [H3O+] pH = - log X log X = 5.3 5.3 = log X; antilog (-5.3) = X luego: antilog 6.7 = X, entonces X = 5 x 10-6

[5x10-6]2 Ka = ___________ 0.1 – 5x10-6

Despreciando 5 x 10-6 como sumando: 25x10-12 Ka = ___________ 0.1 Ka = 2.5x10-10

Determinar el pH de una solución de HCl 0.004 molar Ioniza Si HCl [H+] + [Cl-] 0.004 0.004 0.004 Sustituyendo en la fórmula: pH = -log [H+]

pH = -log (0.004) pH = 2.39 La sangre generalmente tiene un pH = 7.4 ¿Cuál es la concentración de [H+] ? pH = - log [H+] 7.4 = - log [H+] Antilog(-7.4) = [H+] [H+] = 3.9x10-8

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Realice la actividad siguiente: 1.- El amoníaco casero es una solución homogénea que sirve para limpiar vidrios; tiene una concentración de iones oxidrilo u hidroxilo [OH-] igual a 1x10-3M. Calcular la concentración de iones hidrógeno o hidronio [H+] en la solución de amoníaco. 2.- El popular aromatizante y desinfectante pinol es un desengrasante fuerte, cuya concentración de iones hidrógeno [H+] es 2.5x10-12 M. ¿Cuál es el pH y el pOH del pinol? 3.- El maestro limpio es una mezcla homogénea cuyos componentes son tensoactivos aniónicos y no aniónicos como el aril alquil sulfonato de sodio, alcohol laúrico etoxilado, alcohol etílico, agua etc. Se sabe que una botella comercial tiene un pH = 9. Con esta información calcule la concentración de iones oxidrilo (OH-). 4.- ¿Cuál es el pH de una solución de hidróxido de sodio (NaOH) 0.035 M?. Suponga que la solución de hidróxido de sodio está al 100% ionizada. 5.- El jugo de naranja que toma por la mañana al determinársele el pH por medio de un potenciómetro dio un valor de 3.7. Calcule la concentración de iones hidrógeno [H+] . 4.3.4 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS: CONSTITUYENTES Y PROPIEDADES; DEDUCCIÓN DE LAS ECUACIONES PARA EL CÁLCULO DE [H+] Y [OH-], PH Y POH; Y PROCEDIMIENTOS Y CÁLCULOS RELACIONADOS CON SU PREPARACIÓN SOLUCIÓN AMORTIGUADORA O BUFFER Un sistema amortiguador es una solución que puede absorber cantidades de ácidos o bases, es decir, es una disolución que contiene algunas sustancias disueltas que son capaces de reaccionar con los iones hidronio o hidroxilo provenientes de la adición de un ácido o una base, y minimizan el cambio en la concentración de H3O+ en la disolución, con lo cual no se producen grandes cambios en el pH. Dichas sustancias pueden contener un ácido débil y su sal, por ejemplo, ácido acético y acetato de sodio, o una base débil y una sal de esa base, por ejemplo, hidróxido de amonio y cloruro de amonio. En general una disolución formada por un ácido débil y su base conjugada (por ejemplo H2CO3 y HCO3

-) o por una base débil y su ácido conjugado (digamos NH4OH y NH4

+) es una disolución reguladora, amortiguadora o tampón (en inglés, buffer). Estas disoluciones poseen la propiedad de mantener su valor prácticamente constante de pH aunque se diluyan o se les agreguen ácidos o bases fuertes Las disoluciones amortiguadoras son muy importantes en los sistemas químicos y biológicos.

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El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido a otro; por ejemplo, el pH de la sangre es alrededor de 7.4, en tanto que el del jugo gástrico humano es de alrededor de 1.5. El la mayor parte de los casos, estos valores de pH, que son críticos para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del balance de la presión osmótica, se mantienen gracias a las disoluciones amortiguadoras. La sangre esta amortiguada, principalmente, por el ion bicarbonato (HCO3

-), pero cuando ocurre una hiperventilación ocurre un estado de sobrerrespiración, causado por el miedo, la excitación o la ansiedad, y al ocurrir este proceso la persona expele más dióxido de carbono de lo necesario, alterando el equilibrio del ácido carbónico. Consideremos la reacción del amoniaco en agua: NH3(g) + H2O NH4

+(ac) + OH-

(ac)

Si observamos la reacción inversa en este equilibrio, veremos que los iones amonio reaccionan con una base. Pero si disolvemos iones amonio en agua ocurre: NH4

+(ac) + H2O NH3(ac) + H3O+

(ac)

De esta reacción inversa, podemos ver que las moléculas de amoniaco reaccionan con los ácidos. Si tuviésemos una solución con suficientes cantidades de cada una de estas sustancias, los iones amonio y las moléculas de amoniaco, tendríamos la deseada solución amortiguadora. Las moléculas del amoniaco reaccionarían con cualquier ácido que se añadiese, y los iones amonio reaccionarían con cualquier base que se añadiese. Las soluciones amortiguadoras se preparan utilizando un ácido débil o una base débil con una de sus sales. En términos generales, las reacciones aparecerían de la siguiente forma: Para un ácido débil: HA + OH- H2O + A- A- + H3O+ HA + H2O El ácido débil (HA), reacciona con la base que se añade. El ion negativo de la sal (A-), reaccionara con el ácido que se añade. Para una base débil: MOH + H3O+ M+ + 2H2O M+ + OH- MOH La base débil (MOH), reaccionará con el ácido que se añade. El ion positivo de la sal, (M+), reaccionará con la base que se añade. Los amortiguadores tienen máxima eficiencia para neutralizar los ácidos y las bases que se añaden, cuando las concentraciones del ácido débil (o de la base) y de la sal son iguales. Podremos preparar una solución amortiguadora de casi cualquier pH, si escogemos el ácido (o base) débil correcto. Existe un ión común entre el electrolito débil y su sal. El

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comportamiento de una solución amortiguadora puede ser explicado siempre tomando como base nuestro conocimiento acerca del efecto del ión común y el Principio de Le Chatelier, el cual dice que si un producto o subproducto es eliminado del sistema, el equilibrio se verá perturbado y la reacción producirá más producto con el objeto de compensar la pérdida. En las polimerizaciones, este truco es usado para hacer que las reacciones alcancen altas conversiones. Ejercicio de práctica: Calcular [H+] y el pH de una mezcla reguladora formada por 0.1 mol de ácido acético (CH3COOH) y 0.2 moles de acetato de sodio (CH3COONa) disueltos en un litro de agua. Ka = [H+ ][CH3COO-] = 1.8x10-5

[CH3COOH] [H+] = (Ka) [CH3COOH] = 1.8x10-5 ( 0.1 ) = 9.0x10-6

[CH3COO-] 0.2 pH = 6- log9 pH = 6 – 0.95 pH = 5.95

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http://www.lenntech.com/espanol/tabla-periodica.htm www.relaq.mx www.chemedia.com www.google.com.ar www.yahoo.com.ar www.monografías.com www.encarta.msn.com www.lafacu.com www.prodigyweb.net.mx/danielmisa/html/quimica2.htm www.geocities.com/CollegePark/Library/3759/period1.htm www.udbquim.frba.utn.edu.ar/tema 20.- Whitten K.W. y otros. (2001) Química general. Editorial Mc Graw Hill. 21.- Redmore F.H. (1999) Fundamentos de química. Editorial Prentice Hall Hispanoamericama 22.- Burns R.A. (1996) Fundamentos de química. Editorial Pearson Educación 24.- Moore, Stanitski, Wood y Kotz. (1999) El mundo de la química, conceptos y aplicaciones. Editorial Pearson Educación 25.- Chehaybar y Kuri (1999) Técnicas para el aprendizaje grupal. Edición UNAM/ CI y SE 26.- Zarzar Charur C. (1993) Habilidades básicas para la docencia. Ediciones Patria México 27.- Labardini, Ramírez, García y García. (1992) Química. Publicaciones Cultural.

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ÍNDICE DE TEMAS

ácido nítrico,145 ácido sulfúrico,144 ácidos fuertes,201 ácidos y bases débiles,201 actínidos,32 afinidad electrónica,41 aislantes,110 Aluminio,47 amoníaco,144 Azufre,48 balanceo por mét. del ión electrón,140 balanceo por oxidación-reducción,136 banda de conducción,104 banda de valencia,104 bases fuertes,201 Cadmio,50 cálculo del número de oxidación,135 cálculo masa- volumen,162 cálculos masa-masa,160 cálculos masa-mol,154 calor latente de fusión,122 calor latente de vaporizacióm,123 carácter diamagnético,28 carácter paramagnético,28 Carbono,48 carga nuclear efectiva,34 ciclo de Born-Haber,65 Cloro,49 Cobre,50 coloides,172 compuestos de coordinación,113 concentración,186 configuración electrónica,23 constante de equilibrio,187 constante de Planck,7 cristales modificados,64 cuantos,4 diagrama energético,25 dilución,182 disociación del agua,198 ecuación de Planck,7 electrón diferencial,26 electronegatividad,42 electrones de valencia,33

energía de enlace,99 enlace covalente,74 enlace iónico,560 enlace metálico,101 enlace puente de hidrógeno,119 enlace químico,53 equilibrio químico,185 Erwin Schrödinger,13 estequiometría,148 estructuras de Lewis,57 Fierro,46 fracción molar,181 fuerzas de Van der Waals,118 fuerzas electrostáticas,119 fuerzas intermoleculares,116 hibridación de orbitales,87 hibridación sp,88 hibridación sp2,89 hibridación sp3,90 hibridación sp3d,93 hibridación sp3d2,93 lantánidos,32 ley de proporciones constantes,149 ley de proporciones múltiples,150 ley periódica,28 limitaciones de la regla del octeto,59 Linus Pauling,43 longitud de enlace,97 Louis de Broglie,10 masa molar,153 masa molecular,153 materiales tipo N y P,112 Mercurio,50 metales,29 modelo RPECV,78 mol,152 molalidad,180 molaridad,177 Niels Böhr,5 no metales,29 número cuántico magnético,15 número cuántico principal, 14 número cuántico secundario,14 número cuántico spin,16

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número de oxidación de un compuesto,46 número de oxidación, 44 peso equivalente,178 pH,198 Plata,47 Plomo,49 polaridad de las moléculas,97 porcentaje en masa,174 porcentaje en volumen,176 potencial de ionización,39 presión de vapor,120 principio de aufbau,19 principio de dualidad,10 principio de exclusión de Pauli, 19 principio de incertidumbre,12 principio de Le Chatelier,188 propiedades de los metales,107 punto de ebullición,121 punto de fusión,122 radio atómico,36 radio iónico,38 reacciones de combinación,126 reacciones de descomposición,127 reacciones de doble desplazamiento,129 reacciones de neutralización,131 reacciones de óxido-reducción,132 reacciones de sustitución,127 reacciones químicas,125 reactivo limitante,164 regla de Hund,22 regla de Madelung,23 regla del octeto,56 reglas de slater,35 relación molar,157 rendimiento porcentual,167 rendimiento real,167 rendimiento teórico,167 semiconductores,110 sólidos amorfos,63 sólidos conductores,109 sólidos cristalinos,62 solubilidad,171 solución amortiguadora,206 soluciones,169 suspensiones,173 temperatura,186

tensión superficial,121 teoría de bandas,105 teoría de Brösted-Lowry,196 teoría del enlace de valencia,86 teoría del mar de electrones,102 teoría del orbital molecular,95 valencia,44 viscosidad,122 Werner Heisenberg,12

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ANEXOS CUADERNO DE TRABAJO

INTRODUCCIÓN

El presente cuaderno de trabajo es una guía para que el docente tenga la posibilidad de tener a su disposición una variedad de ejercicios que favorecerán el desarrollo de los objetivos de aprendizaje. En primer término está formado de una sección llamada Repaso de Habilidades donde el alumno realizará una evaluación de cada unidad desarrollando habilidades como: Conceptualización, planteamiento de hipótesis, razonamiento crítico y resolución de problemas Incluye además una Autoevalución con cuestionamientos básicos de un tema determinado que servirá de retroalimentación y para la previa preparación de exámenes. Finalmente también se encuentran los llamados Ejercicios Complementarios que podrán ser útiles para asignar tareas, diseñar exámenes, trabajos por equipo, exposiciones etc. Considerando que la “evaluación del aprovechamiento escolar consiste en efectuar una serie de juicios de valor sobre el quehacer de los alumnos en construir su conocimiento, lo que podemos percibir es el desarrollo de actitudes, habilidades, valores y destrezas” entonces con este cuaderno de trabajo podremos avanzar un poco a ese respecto.

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REPASO DE HABILIDADES DE LA UNIDAD I 1.1 ¿Qué es la regla de Hund? Dé un ejemplo del uso de esta regla. Explique que significa

que un electrón ocupe el orbital 3px 1.2 Indique a cuáles colores del espectro visible corresponden las líneas del espectro de

emisión del hidrógeno. 1.3 ¿Cómo explicó Bohr las líneas del espectro del hidrógeno? 1.4 Según el modelo de Bohr, dibuje cada uno de los siguientes átomos:

P15 C6 Br35 1.5 Describa la evidencia experimental que condujo a suponer la presencia de subniveles. 1.6 Calcule cuál es el número máximo de electrones que pueden aceptar los niveles cuyos

números cuánticos principales son los siguientes: Número cuántico principal Número máximo de electrones 3 5 6 2 1 1.7 Escriba la configuración electrónica para:

a) El zirconio (Zr). Este metal es excepcionalmente resistente a la corrosión y por ello tiene aplicaciones industriales importantes. Las rocas lunares muestran un contenido de zirconio sorprendentemente alto en comparación con las rocas terrestres.

b) Rodio (Rh), que se usa en joyería y en catalizadores industriales. 1.8 Escriba el diagrama energético para cada uno de los siguientes elementos (utilizando el Kernel) y determine los valores de los cuatro números cuánticos para el electrón diferencial de los mismos:

Elemento Diagrama Energético n l m S C6 Sr38 Lu71 Ag47 P15 I53 At85 Fm100 Hg80 Unp105

1.9 Explique por qué los astrónomos pueden saber qué elementos se encuentran en las estrellas lejanas analizando la radiación electromagnética que emiten las estrellas.

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1.10 ¿Cuáles de los cuatro números cuánticos (n, l, m, s) determinan a) la energía de un electrón en un átomo de hidrógeno y en un átomo polieléctrónico, b) el tamaño de un orbital, c) la forma de un orbital y d) la orientación de un orbital en el espacio? 1.11 Analice las diferencias y semejanzas entre un orbital 1s y un orbital 2s. 1.12 Comente qué tan correcto es el siguiente enunciado: la probabilidad de encontrar dos

electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales es cero. 1.13 Trace un esquema de la tabla larga y señale los bloques, s, p , d y f. 1.14 ¿Cuántos elementos están contenidos en cada hilera de los bloques s, p, d y f? 1.15 ¿Qué factores influyen en el potencial de ionización? 1.16 ¿Por qué la electronegatividad disminuye en un grupo conforme aumenta el número

atómico? 1.17 De todos los elementos del segundo período (Li hasta Ne) indique: ¿Cuál tiene el menor radio atómico? ¿Cuál tiene el mayor potencial de ionización? ¿Cuál es el metal más reactivo? ¿Cuál es el no metal más reactivo? ¿Cuál es el elemento menos reactivo? ¿Cuáles son no metales? 1.18 Indique cuáles son los números de oxidación calculados de: a) Rb b) Mg c) Se d) P 1.19 ¿Cuántos elementos hay en la cuarta fila de la tabla periódica? Explique por qué no

puede haber un elemento más en esta fila. 1.20 Ordene las siguientes energías de ionización (EI) de menor a mayor. Explique

brevemente su respuesta. a) Primera EI de Be b) Segunda EI de Na c) Primera EI de Li d) Primera EI de K e) Segunda EI de Be 1.21 Compare los elementos Li, K, C y N.

a) ¿Cuál tiene el radio atómico más grande? b) Ordene los elementos de menor a mayor energía de ionización.

1.22 Compare los elementos B, Al, C y Si. a) ¿Cuál tiene mayor carácter metálico? b) ¿Cuál tiene el radio atómico más grande? c) Ordene los tres elementos B, Al y C de menor a mayor energía de primera ionización.

1.23 ¿Qué metal del segundo periodo sobresale por su toxicidad? 1.24 Explique por qué el Boro y el Aluminio son diferentes. Uno es un metaloide y el otro es

un metal pero ambos están en el mismo grupo de la tabla periódica. 1.25 La producción anual de Flúor de Estados Unidos y Canadá es 5.00x103 ton (1 ton =

2x103 lb), y 55% de esta cantidad se usa para fabricar UF6 ¿Qué masa en ton de Fluoruro de Uranio (VI) se fabrica cada año (suponga una eficiencia del 100% en el uso de F2) ?

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AUTOEVALUACIÓN ( ) Una lámpara de alumbrado público que contiene Sodio o Mercurio produce luz cuando los átomos se excitan de alguna manera, ¿Por cuál de las razones siguientes es que se produce la luz? FG) Electrones que se mueven de un nivel cuántico dado a otro con n más alta. AS) Electrones que se eliminan del átomo, con lo que se crea un catión metálico. KL) Electrones que se mueven de un nivel cuántico dado a otro con menor n. PO) Electrones que se mueven frenéticamente alrededor del núcleo. ( ) Ordene los siguientes tipos de radiación de menor a mayor energía por fotón: FG) Luz verde de una lámpara de Mercurio AS) Rayos X de un instrumento de un consultorio dental KL) Microondas de un horno PO) Una estación de música FM a 96.3 MHz. YT) Radiación infrarroja de una lámpara de bronceado ( ) Que la energía de los electrones esté cuantizada significa que: FG) los electrones saltan por sí solos a un nivel superior AS) los electrones sólo pueden ocupar ciertos niveles con respecto al núcleo y poseer determinadas cantidades de energía KL) los electrones por su cuenta bajan a niveles inferiores de energía PO) los electrones pueden ocupar cualquier nivel de energía en un átomo YT) los protones y neutrones se encuentran unidos fuertemente en el núcleo del átomo ( ) De acuerdo al modelo atómico de Bohr, en el nivel de energía donde n= 4, el número máximo de electrones que se puede tener es: FG) 8 AS) 16 KL) 32 PO) 40 YT) ninguna de las respuestas anteriores es correcta ( ) El electrón diferencial del Cloro está localizado en un orbital: FG) s AS) p KL) d PO) f ( ) Cuando un átomo posee la mínima energía posible, se dice que se encuentra : FG) Hibridizado AS) Excitado KL) Traslapado PO) En estado basal ( ) “Cuando se asignan electrones a los átomos y hay varios orbitales disponibles del mismo tipo, se coloca sólo un electrón en cada orbital, antes de permitir el apareamiento de electrones”, es lo que enuncia: FG) El principio de máxima multiplicidad AS) La teoría de Dalton KL) El principio de exclusión de Pauli PO) La teoría de Berzelius ( ) La teoría que dice “La energía radiante generada por un sistema vibratorio no es de naturaleza continua, sino que es emitida en unidades discretas o cuantos”, fue formulada por: FG) Bohr AS) De Broglie KL) Max Planck PO) Dirac – Jordan

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( ) El enunciado: “Es imposible conocer con exactitud perfecta los dos factores que gobiernan el movimiento de un electrón, su posición y su velocidad”, corresponde a: FG) El principio de exclusión de Pauli AS) La ley de Hund KL) La ley de Moseley PO) El principio de Heisenberg ( ) La expresión 2n2 nos permite calcular: FG) El número de niveles AS) El número de órbitas KL) El número total de electrones en una órbita PO) El número máximo de electrones que pueden acomodarse en un nivel. ( ) Describe la orientación del giro del electrón sobre su propio eje. FG) m AS) n KL) s PO) l ( ) Es la configuración externa de un elemento del grupo VA. FG) ns2 AS) ns2p1 KL) ns2p4 PO) ns2p3

( ) La configuración electrónica del Nitrógeno es: FG) 1s2 2s2 3s3 AS) 1s2 2s3 2p2

KL) 1s2 2s2 2p2 3s1 PO) 1s2 2s2 2p3

( ) En la campaña electoral de un futuro gobernador, éste promete que durante su mandato se construirá una planta de tratamiento de aguas para que los habitantes del estado sólo beban agua 100% pura. ¿Cuál es tu opinión acerca de esta idea del futuro gobernante? WE) Sus conocimientos de Química le permiten comprender el problema y emprenderá una empresa de alto costo pero necesaria. TR) Su promesa no es razonable pues aún el “agua pura” de la lluvia contiene gases disueltos. YH) Su idea daría un resultado muy benéfico; sin embargo deberá explicar como se hará el tratamiento para asegurar que no se hará despilfarro de los impuestos. KL) Sería un terrible error que lo hiciera pues todas las aguas superficiales son potables y contienen naturalmente sustancias disueltas benéficas para la salud HJ) Está confundiendo lo que es un agua dura con un agua químicamente pura. ( ) ¿Cuál es el gas que disuelto en la mezcla de aire produce la lluvia ácida que tanto daño ocasiona a los bosques? WE) Hidrógeno TR) Nitrógeno YH) Oxígeno KL) Dióxido de Azufre HJ) Dióxido de Carbono ( ) El elemento no metálico que puede ser un buen conductor de la electricidad es : WE) Plata YH) Aluminio TR) Azufre HJ) Carbono KL) Fósforo ( ) Del Aluminio puede decirse que: WE) Es un elemento de transición YH) Su máximo grado de oxidación es (III) HJ) Es un metal noble TR) En agua puede encontrarse disuelto con dos grados de oxidación KL) Ninguna de las anteriores

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( ) Situada en el centro comercial de Londres se encuentra la estatua de Eros y ha estado en ese lugar por más de un siglo sin haber sufrido daño debido a la corrosión. Para su elaboración se utilizó Aluminio. La estatua de Eros no se ha corroído porque : WE) Su posición en la serie de actividad de los metales (cercano al Zinc) le impide oxidarse con el Oxígeno del aire. YH) La superficie del metal se oxida con el Oxígeno del aire formando una amalgama que la protege. HJ) La formación de una capa protectora de Al2O3 TR) Se limpia periódicamente con una disolución de Cloruro de Mercurio. KL) Está cubierta con un plástico transparente ( ) La elección del Aluminio en la manufactura de cacerolas para la cocina es adecuada porque: WE) Tiene apariencia metálica y es barato. YH) Es un elemento que se encuentra abundantemente en la naturaleza en su forma nativa. HJ) Es un buen conductor del calor y la electricidad TR) Existen muchos minerales que contienen Aluminio (III), a partir de los cuales se le obtiene fácilmente por amalgamación KL) Ninguna de las anteriores ( ) ¿Cuál de los siguientes grupos de elementos está ordenado correctamente de menor a mayor energía de ionización? WE) C < Si < Li < Ne YH) Li < Si < C < Ne HJ) Ne < Si < C < Li TR) Ne < C < Si < Li

EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS 1.- ¿Cómo pueden determinar los químicos los elementos presentes en las estrellas?¿Cómo identifican los elementos existentes en una muestra desconocida? 2.- ¿Cuáles son las tres principales limitaciones del modelo atómico de Bohr? 3.- El color azul del cielo se debe a la dispersión de la luz solar por las moléculas del aire. La luz azul tiene una frecuencia de unos 7.5X104 Hz.

a) Calcule la longitud de onda, en nm, asociada a esta radiación. b) Calcule la energía (en joules) de un solo fotón asociado a esta frecuencia.

4.- Los lantánidos, o tierras raras, ya no son tan “raras”.Todas pueden adquirirse a un precio razonable. Dé configuraciones electrónicas para los átomos de los siguientes elementos.

a) Europio(Eu). Es la más costosa de las tierras raras; 1 g puede costar de 50 a 100 dólares. b) Iterbio (Yb). Es menos caro que el Europio, pues cuesta solo 15 dólares el gramo. Su nombre deriva de la aldea Ytterby en Suecia, donde se encontró una fuente mineral del elemento.

5.- ¿Cuál es la longitud de onda (en cm) de De Broglie de un colibrí de 12.4 g que vuela a 1.20 x 102 mph? (1 milla = 1.61 km)

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6.- ¿Cuáles son las partes principales de un espectroscopio? 7.- ¿Qué significan las líneas de los espectros? 8.- Enuncie el principio de edificación progresiva. 9.- Enuncie el principio de exclusión de Pauli. 10.- Usando orbitales híbridos, prediga una hibridación adecuada para el átomo central de las siguientes moléculas que explique su geometría.

a) ICl b) F2

11.- Explique por qué los espectros de emisión son las huellas dactilares de los elementos? 12.- ¿Qué relación hay entre la frecuencia de la radiación electromagnética y su longitud de onda? 13.- ¿Cuántos electrones admite el nivel 3? Explique el número de orbitales que le corresponden y las razones que lo llevaron a esa conclusión. 14.- Explique el orden que tiene que seguir cuatro electrones para acomodarse en un subnivel p. 15.- ¿Cuál es la forma de un orbital s? 16.- Dibuje la forma y la distribución espacial de los orbitales p. 17.- ¿Por qué debe llenarse primero el orbital 4s que el orbital 3d? 18.- ¿Por qué tiene mayor energía el orbital 4f que el orbital 6s? 19.- ¿Qué es un fotón?¿Cómo se calculan la energía de los fotones? 20.- Cuando los átomos absorben fotones ¿qué parte del átomo(protones, electrones, neutrones) resulta afectada? 21.- La radiación electromagnética de alta energía consta de dos “campos” distintos ¿Cuáles son? 22.- La radiación electromagnética de alta energía consiste en ondas que tiene longitudes de onda__________ (largas o cortas) y frecuencias __________ (altas o bajas). Dé un ejemplo de radiación del extremo de alta energía del espectro. 23.- Calcule cuántos fotones de energía (en erg) corresponden a las líneas del espectro del hidrógeno. 24.- ¿Cuál será la longitud de onda de la luz emitida si un electrón del hidrógeno baja de los siguientes niveles superiores a los inferiores? Nivel inicial Nivel final Longitud de onda N K O L N M 25.- Demuestre matemáticamente que los niveles más alejados del núcleo tienen mayor energía que los más cercanos 26.- Escriba las configuraciones electrónicas y represente los diagramas de orbital de los primeros 20 elementos. 27.- ¿Cuántos electrones pueden tener cabida en el nivel n= 4? 28.- Suponga que un horno de microondas opera a una frecuencia de 1.00x1011s-1 ¿Qué longitud de onda tiene esta radiación en metros? ¿Qué energía tiene un fotón en joules? 29.- ¿Cuánta energía tiene un mol de fotones? 30.- Si la luz verde tiene una longitud de onda de 495 nm, ¿qué frecuencia tiene? 31.- ¿Qué tipo de radiación tiene una frecuencia de 5x1012Hz? ¿Qué longitud de onda

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tiene? ¿Qué energía tiene un fotón de luz azul con una longitud de onda de 450 nm? 32.- ¿Cuántos subniveles hay en el nivel electrónico cuyo número cuántico principal es n= 5? 33.- Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos de Mg y Cl 30.- Escriba la configuración electrónica de los átomos de Al y S. 31.- El Germanio no se había descubierto cuando Mendeleev formuló sus ideas de la periodicidad química. No obstante, el predijo su existencia, y Winkler lo encontró en 1886. Escriba la configuración electrónica del germanio. 32.- Nombre un elemento del Grupo 3A. ¿Qué le dice la designación del grupo acerca de la configuración electrónica del elemento? 33.- Nombre un elemento del Grupo 6A. ¿Qué le dice la designación del grupo acerca de la configuración electrónica del elemento? 34.- ¿Cuáles iones de la lista siguiente es probable que se formen: K+2, Cs+1, Al+4, F-2 y Se-2? ¿Cuáles de esos iones, si acaso, tiene una configuración de gas noble? 35.- De las configuraciones electrónicas de Mn, Mn+2, Mn+3. Use diagramas de cuadros de orbitales para determinar el número de electrones no apareados en cada especie. 36.- Escriba la configuración del Cromo: Cr, Cr+2 y Cr+3. Use diagramas de cuadros de orbitales para determinar el número de electrones no apareados en cada especie. 37.- Escriba la configuración electrónica del Vanadio (V). El nombre del elemento se deriva de Vanadis, una diosa escandinava. 38.- Cuando el cobre es bombardeado con electrones de alta energía, se emiten rayos X. Calcule la energía (en joules) asociada a estos fotones si la longitud de onda de los rayos X es de 0.154 nm. 39.- Calcule el número de subniveles que puede tener el cuarto nivel de energía. 40.- ¿Cuál es el número máximo de electrones que puede aceptar un orbital? 41.- La armada de Estados Unidos tiene un sistema para comunicarse con submarinos sumergidos. El sistema usa ondas de radio con una frecuencia de 76 s-1. ¿Qué longitud de onda tiene esta radiación en metros? ¿En millas? (1 milla= 1.61 km). 42.- Si un átomo de hidrógeno absorbe energía en su estado basal , el átomo se excita a un estado energético más alto. Por ejemplo, la excitación de un electrón del nivel de energía con n=1 a un nivel con n=4 requiere radiación con una longitud de 97.3 nm. 43.- ¿Cuáles de las siguientes transiciones requerirían radiación con una longitud de onda más larga?

a) n=2 a n= 4 b) n= 1 a n= 3 c) n= 1 a n= 5 d) n= 3 a n= 6

43.- Escriba la configuración electrónica para los átomos de: a) Estroncio (Sr), cuyo nombre se deriva de pueblo escocés. b) Estaño (Sn), un metal empleado en el mundo antiguo. Las aleaciones de Estaño

(soldadura, bronce y peltre) son importantes. 44.- Escriba el diagrama energético para los elementos siguientes y determine los números cuánticos para el electrón diferencial de los mismos.

a) Sr (38) b) Si(14)

c) Ca (20)

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45.- Realice la configuración electrónica correspondiente y empléela para determinar grupo, número atómico, periodo, si los números cuánticos del electrón diferencial son: n= 4 l=1 m = +1 s= + 1/2 n= 2 l = 1 m= +1 s= +1/2 n= 1 l = 0 m= 0 s= -1/2 n= 3 l= 2 m= +2 s= +1/2 46.- Construya la configuración electrónica, la configuración gráfica y la distribución electrónica (si presentan s y p). a) Mn 25 b) Cl 17

c) P 15 47.- ¿Por qué dejó Mendeleev huecos en su tabla periódica? 48.- ¿Por qué eran importantes para Mendeleev los descubrimientos del Galio y el Germanio? 49.- Aunque Meyer y Mendeleev desarrollaron tablas periódicas en forma independiente, mencione dos razones por las que se asigna a Mendeleev el crédito por este descubrimiento. 50.- ¿Qué representan las hileras y qué las columnas en la tabla periódica larga? 51.- En la tabla periódica larga: a) ¿qué es período? b) ¿qué es grupo o familia? 52.- Clasifique a los siguientes elementos como representativos, de transición o tierras raras: a) O; b) S; c) Ag; d) Cr; e) Nd; f) U; g) Li; h) Zn; i) Cu; j) N. 53.- ¿Qué son metales, no metales y semi-metales? 54.- Indique en que parte de la tabla se localizan los metales y en cual los no metales? 55.- ¿Cómo varía el potencial de ionización en un grupo y cómo en un período? 56.- ¿Por qué los potenciales de ionización del Be y del N son mayores que los de los elementos que le siguen en la tabla periódica larga? 57.- ¿Cuál miembro de los siguientes pares tienen el menor potencial de ionización: a) K o Ca b) Sr o I c) Sb o Bi d) Pb o Te? 58.- Enumere los factores que influyen sobre la afinidad electrónica. 59.- ¿Cómo varía la electronegatividad en un período? Explique su respuesta. 60.- ¿Cuál es el elemento más abundante del Universo? 61.- Explique por qué el Helio tiene el punto de ebullición más bajo de todas las sustancias 62.- Ordene los elementos que siguen en orden de menor a mayos radio atómico : O, S y F.

221

222

REPASO DE HABILIDADES DE LA UNIDAD II 2.1 ¿Qué es una estructura de Lewis? 2.2 Mencione tres propiedades de las sustancias que reflejen el efecto de las fuerzas

intermoleculares. 2.3 En qué tipo de moléculas se presentan las interacciones: a)dipolo – dipolo b)enlace de hidrógeno 2.4 ¿Es posible distinguir experimentalmente entre un enlace covalente y uno coordinado? 2.5 Critique las siguientes proposiciones:

a) El enlace de hidrógeno se forma en todos los compuestos que contienen más hidrógeno.

b) Las fuerzas de dispersión (London) sólo existen entre moléculas polares. 2.6 Critique cada una de las siguientes proposiciones: a) Las sustancias con puntos de fusión alto tienen enlace iónico. b) Al aumentar el peso molecular aumenta el punto de ebullición. 2.7 Una especie química sólida es insoluble en agua, no conductora, y no se funde cuando se calienta a 1000oC ¿En que tipo de sustancia la clasificaría? 2.8 Escriba una estructura de Lewis para la molécula de NO2 (ambos átomos de Oxígeno están unidos al Nitrógeno). ¿Es posible aparear todos los electrones? El NO2 es capaz de dimerizar (se unen dos moléculas), para dar N2O4. ¿Cuál es la estructura más probable? 2.9 De acuerdo con el enlace metálico, explique por qué los metales son: a) maleables y dúctiles b) buenos conductores de la corriente eléctrica y del calor. 2.10 Indique cuáles moléculas forman puentes de hidrógeno:

a) HBr b) CH3-OH c) PH3 d) HF e) H2S f) CH3- NH2

2.11 Las especies siguientes contienen enlaces covalentes múltiples, da una estructura de Lewis adecuada para cada una. a) HCN b) SO3 c) NO3

-1

d) SO4-2

e) O3 2.12 ¿Cómo se define la geometría de una molécula y por qué es importante la geometría molecular? 2.13 Analice las principales características del modelo de RPECV. Explique por qué la magnitud de la repulsión disminuye en el siguiente orden: par libre- par libre > par libre – par enlazante > par enlazante- par enlazante. 2.14 Explique por qué un átomo no puede tener un momento dipolo permanente.

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2.15 ¿Qué es la teoría del enlace de valencia?¿ En qué se diferencia del concepto de Lewis sobre el enlace químico? 2.16 ¿Qué es la hibridación de orbitales atómicos?¿ Por qué es imposible que un átomo aislado exista en estado de hibridación? 2.17 ¿Cuál es la teoría del orbital molecular?¿En que se diferencia de la teoría del enlace de valencia? 2.18 Defina los siguientes términos: orbital molecular de enlace, orbital molecular de antienlace, orbital molecular pi, orbital molecular sigma. 2.19 Prediga la geometría de cada una de las siguientes especies, utilizando el modelo de RPEVC: a) PCl3 b) CHCl3 c) SiH4 d) TeCl4 2.20 Dibuje la forma de una molécula triatómica lineal, una molécula plana trigonal que contenga cuatro átomos, una molécula tetraédrica, una molécula bipiramidal trigonal y una molécula octaédrica. Proporcione los ángulos de enlace en cada caso. 2.21 ¿Qué es la energía reticular y que papel desempeña en la estabilidad de los compuestos iónicos? 2.22 Utilice el ciclo de Born – Haber descrito para calcular la energía reticular del NaCl. [El calor de sublimación del Na es 108 kJ/mol y ∆H0

f (NaCl) = -411 kJ /mol. La energía necesaria para disociar ½ mol de Cl2 en átomos de Cl = 121.4 kJ]. 2.23 Explique como se puede determinar la energía reticular del compuesto iónico KCl por medio del ciclo de Born- Haber?¿En qué se basa este procedimiento? 2.24 Explique, en función del orbital molecular, los cambios en la distancia internuclear H-H que ocurren cuando el H2 molecular se ioniza primero a H2

+ y después a H2+2.

2.25 Explique el significado del orden de enlace. ¿Puede utilizar el orden de enlace para hacer comparaciones cuantitativas de las fuerzas de los enlaces químicos? AUTOEVALUACIÓN ( ) La molécula XY es polar y obedece la regla del la octeto, por tanto: DR) El átomo central Y no tiene pares aislados WE) El átomo central Y tiene un par aislado JL) El átomo central Y tiene dos pares aislados LP) El átomo central Y tiene dos pares de enlace FG) El átomo central Y tiene cuatro pares de enlace ( ) Es la molécula que presenta un enlace covalente polar. DR) H2O WE) Cl2 JL) O2 LP) N2( ) El H2 y el Cl2 se describen como: DR) Compuestos iónicos WE) Compuestos covalentes JL) Moléculas divalentes LP) Dielementos ( ) Un sólido cristalino es soluble en agua y su solución conduce la corriente eléctrica. El compuesto es: QW) I2 KL) Diamante YF) Aluminio HG) NaF

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( ) Enlace que se lleva a cabo cuando se unen dos átomos iguales y con la misma electronegatividad. QW) Covalente polar KL) Covalente coordinado YF) Iónico HG) Metálico ( ) Enlace formado cuando dos átomos no metálicos comparten electrones. QW) Iónico KL) Covalente YF) Metálico HG) No polar ( ) Enlace que se forma por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. QW) Iónico KL) Metálico YF) Covalente HG)Puente de H ( ) Enlace covalente entre no metales distintos y donde hay diferencia de electronegatividades (HCl, HF). QW) Polar KL) No polar YF) Puente de H HG) Iónico ( ) Fuerzas responsables de que los gases nobles se puedan licuar. QW) Puentes de Hidrógeno KL) Covalentes polares YF) London HG) Dipolo – Dipolo ( ) Representa a los electrones de valencia mediante puntos y cruces. QW) Isomería espacial KL) Cinética química YF) Geometría molecular HG) Estructura de Lewis ( ) Fuerza intermolecular responsable de que el hielo flote en el agua. QW) Covalente KL) Puente de H YF) Van Der Waals HG) Iónica ( ) Tienen puntos de fusión y ebullición por debajo de 300 oC, son malos conductores de la electricidad, son propiedades del enlace: QW) Metálico KL) Iónico YF) Polar HG) Covalente ( ) Son sólidos a temperatura ambiente, no forman moléculas verdaderas, sino redes cristalinas, tienen altos puntos de ebullición y fusión, corresponden al enlace: QW) Polar KL) Iónico YF) Covalente HG) Metálico ( ) Los enlaces más activos son aquellos cuya: QW) Energía de enlace es pequeña y la longitud de enlace es pequeña KL) Longitud de enlace es grande YF) Energía de enlace sobrepasa el valor de 8 HG) Energía de enlace sea menor de 8 ( ) El enlace que está constituido por iones positivos sumergidos en una nube de electrones móviles es el: QW) Iónico KL) Metálico YF) Covalente HG) Polar ( ) La regla del octeto expresa: QW) Al unirse dos átomos lo hacen en proporción de 1 a 8 KL) Un átomo pierde 8 electrones. YF) Los átomos al reaccionar entre sí tienden a completar la estructura del gas noble más próximo en la tabla periódica. HG) Cuando un átomo reacciona con otro átomo requiere de 8 electrones para neutralizar sus cargas magnéticas ( ) ¿Cuál de las siguientes sustancias tiene un enlace covalente polar? QW) NaCl KL) CaCl2 YF) KCl HG) H2O ( ) Los enlaces polar y coordinado son una derivación del enlace: QW) Iónico KL) Covalente YF) Metálico HG) Puente de H ( ) La capacidad que tiene un átomo o conjunto de átomos para unirse a otro átomo o conjunto de átomos y formar un compuesto, se llama: QW) Electronegatividad KL) Potencial de ionización YF) Enlace químico HG) Diferencia de potencial

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EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS 1.- ¿En qué difieren los enlaces iónicos, covalentes y los covalentes polares? 2.- ¿Cuáles son las propiedades polares de una molécula? 3.- ¿Qué es un enlace covalente coordinado? 4.- ¿Cuándo se presenta un enlace coordinado? 5.- Indique el o los tipos de fuerzas intermoleculares en: a) moléculas no polares b) moléculas polares 6.- Explicar la diferencia entre: a) Sustancia molecular y sustancia macromolecular b) Enlace covalente y enlace de hidrógeno 7.- ¿Por qué las especies H3, He2, HHe y H3O no existen como moléculas estables? 8.- Indique para las siguientes consideraciones cuáles son siempre válidas, generalmente válidas o generalmente no son ciertas. a) Las fuerzas de dispersión existen entre todas las moléculas. b) Las moléculas no polares forman enlace de hidrógeno. c) Entre las moléculas polares existen fuerzas dipolo – dipolo.

d) Las moléculas polares y los iones se atraen mutuamente. 9.- Un compuesto de N y H tiene la composición en peso de 87.5% N y 12.5% H, que corresponde a una sustancia de fórmula mínima NH2, ¿puede demostrar esto por cálculo? Escriba una estructura de Lewis para el NH2 y comente sus deficiencias 10.- ¿Puede escribir una estructura de Lewis para una molécula con la misma proporción (aunque no número) de átomos de N y H pero que sea más razonable? 11.- El ión complejo Zn(NH3) tiene forma tetraédrica, ¿puede desarrollarse una estructura de Lewis que concuerde con este hecho?, ¿cuál? 12.- Varias especies iónicas contienen enlaces Azufre-Azufre, ¿pueden proponerse estructuras de Lewis para las siguientes especies? a) S2

-2

b) S3-2

c) S4-2

d) S5-2

13.- ¿Cómo son los puntos de fusión y ebullición de las moléculas no polares en relación con las polares? 14.- Indique el tipo de fuerzas intermoleculares que existen en: a) N2 b) H2S c) H2O 15.- Distinga entre las fuerzas intramoleculares en el CO2 y las fuerzas intermoleculares. 16.- Distinga entre: a) Enlace covalente y fuerzas dipolares b) Fuerzas de dispersión y fuerzas dipolares. 17.- Clasifique en orden creciente de punto de ebullición a : Br2, ICl, Cl2.

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18.- Clasifique las siguientes especies en moleculares, macromoleculares o metálicas. a) Latón b) Plata c) CCl4 d) Diamante e) Talco f) CS2 g) Bronce 19.- Explique por qué. a) El SiO2 tiene mayor punto de fusión que el CO2 b) El NaCl tiene mayor punto de fusión que el ICl c) El Hg es mejor conductor que el S. d) El H2O tiene mayor punto de ebullición que el H2S 20.- Indique en cada uno de los siguientes pares cuál tiene mayor punto de ebullición . explique su respuesta. a) CH4 o SiH4 b) NaCl o CH4 c) Fe o N2 d) H2O o diamante e) CaO o I2 f) Hg o SiO2 21.- Indique algunos experimentos sencillos que permitan distinguir entre una sustancia iónica y un metal 22.- Representa la unión química entre los siguientes pares de elementos por medio de estructuras de Lewis. Las estructuras deben de indicar con claridad si la unión es esencialmente iónica o covalente. Indica el nombre, la fórmula y el peso fórmula de cada una. a) Rb y Cl

b) H y Se c) B y Cl Cs y S d) Sr y O e) F y O

f) F y O 23.- Escriba estructuras de Lewis para los iones siguientes y calcula la carga formal sobre cada átomo. a) ClO-1

b) ClO2-1

c) ClO3-1

d) ClO4-1

24.- Escriba la estructura de Lewis del propeno y del ácido propiónico, mostrando todos los electrones de valencia. 25.- Empleando estructuras de Lewis, explica por qué el dímero del NO2 (el N2O4 ) es inestable. 26.- Dibuje las estructuras de Lewis de los siguientes iones: NH4

+1, SO3-2 y NO2

-1. Prediga sus geometrías.

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27.- Los boranos no se pueden dibujar de acuerdo con las reglas de Lewis. Sin embargo, inténtelo con B2H6 y del B3H8, aunque falle. 28.- Indique la geometría de las siguientes moléculas: a) SnCl2 b) BeCl2 c) I-3 d) IF529.- Utilice las electronegatividades para ordenar el enlace formado entre los siguientes 9 pares de elementos en orden creciente de carácter iónico: a) S - O b) Se – O c) Mg – I d) Ca – S e) C – S f) Ca – Cl g) C – Cl h) Na – O i) Mg – Br 30.- Utilice las electronegatividades y establezca si los enlaces formados entre los siguientes pares de elementos serán iónicos o covalentes: a) Na, Br b) N, Br c) P, Br d) Ba, Cl e) Ca, O f) C, O g) Cl, O 31.- ¿Cuáles son los supuestos principales para escribir estructuras de Lewis? ¿Cuáles algunas excepciones a estos supuestos? 32.- Utilice las electronegatividades para ordenar el enlace formado entre los siguientes 9 pares de elementos en orden creciente de carácter iónico: a) S - O b) Se – O c) Mg – I d) Ca – S e) C – S f) Ca – Cl g) C – Cl h) Na – O i) Mg – Br 33.- Indique cuál compuesto de los siguientes pares de compuestos iónicos tiene la energía reticular más alta:

a) KCl o MgO b) LiF o LiBr c) Mg3N2 o NaCl. Explique su respuesta

34.- Compare la estabilidad (en el estado sólido) de los siguientes pares de compuestos: a) LiF o LiF2 (que contiene el ión Li+2) b) Cs2O CsO (que contiene el ión O-) c) CaBr2 y CaBr3 (que contiene el ión Ca+3)

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35.- Calcule la energía reticular del cloruro de calcio dado que el calor de sublimación del Ca es 121 kJ/mol y ∆H0

f (CaCl2) = - 795 kJ/mol. 36.- ¿Cuántos átomos están unidos directamente al átomo central en una molécula tetraédrica, en una molécula piramidal trigonal y en una molécula octaédrica? 37.- Pronostique la geometría de cada una de las siguientes especies:

a) AlCl3 b) ZnCl2 c) ZnCl4

-2 38.- Prediga la geometría de las siguientes moléculas, utilizando el método de RPEVC:

a) HgBr2 b) N2O (la distribución de los átomos es NNO) c) SCN- (la distribución de los átomos es SCN)

39.- ¿Cuáles de las siguientes especies son tetraédricas? SiCl4, SeF4, XeF4, Cl4, CdCl4-2?

40.- Defina qué es un momento dipolo .¿Cuáles son sus unidades y su símbolo? 41.- Explique por qué los enlaces de las moléculas de hidruro de berilio (BeH2) son polares, sin embargo el momento dipolo de la molécula es cero. 42.- Consultando una tabla distribuya las siguientes moléculas en orden creciente de momento dipolo: H2S, H2O, H2Te, H2Se. 43.- Los momentos dipolo de los halogenuros de hidrógeno disminuyen del HF al HI . Explique esa tendencia. 44.- Ordene las siguientes moléculas en orden creciente de momento dipolo: H2O, CBr4, H2S, HF, NH3, CO2. 45.- Con la teoría del enlace de valencia explique el enlace en Cl2 y en HCl. Muestre cómo se traslapan los orbitales atómicos para formar un enlace. 46.- ¿Cuál es la diferencia entre un orbital híbrido y un orbital atómico puro? ¿Pueden participar en una hibridación dos orbitales 2p de un átomo para formar dos orbitales híbridos? 47.- ¿Cuál es el ángulo entre dos orbitales híbridos del mismo átomo en cada uno de los siguientes casos?

a) orbitales híbridos sp entre sí b) orbitales híbridos sp2 entre sí c) orbitales híbridos sp3 entre sí.

48.- ¿Cómo se puede distinguir un enlace sigma de un enlace pi? 49.- Describa el esquema de enlace de la molécula de AsH3 en función de la hibridación. 50.- ¿Cuales orbitales híbridos utiliza el átomo de nitrógeno en cada una de las siguientes especies?

a) NH3 b) H2N- NH2 c) NO3

- 51- ¿Cuales son los orbitales híbridos de los átomos de carbono en las siguientes moléculas?

a) H3C – CH3 b) H3C – CH = CH2 c) CH3 – C ≡ C – CH2OH d) CH3 –CH =O e) CH3COOH

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52.- Especifique qué orbitales híbridos utiliza el átomo de carbono en cada una de las siguientes especies:

a) CO b) CO2 c) CN-

53.- Investigue la geometría de las siguientes moléculas de Xenón: XeF6, XeF8-2

54.- Otro agente empleado contra los cánceres de pecho y estómago en lo que se conoce como quimioterapia, es el fluorouracilo. Investigue su fórmula y la manera en que actúa. 55.- El lanosterol es un esteroide importante. Investigue su fórmula y aplicaciones. 56.- Investigue en que consiste el mal de Parkinson y cómo lo corrige el medicamento l- dopa 57.- Investigue qué es la luz polarizada. 58.- Algunas personas afirman que los cristales tienen poderes especiales. Los cristaloterapeutas afirman que pueden restaurar el equilibrio y la armonía de la energía espiritual de una persona por medio de cristales de cuarzo ¿Considera que su afirmación es creíble? 59.- El cloruro de sodio, es un compuesto de metal – no metal que se mantiene unido en virtud de la existencia de enlaces iónicos. Un científico ha estudiado el cloruro de mercurio (II), HgCl2, y dice que los átomos están unidos por enlaces covalentes. El científico fundamenta su razonamiento en el hecho de que una solución acuosa de esta sustancia no conduce una corriente eléctrica, lo que índica que no contiene una cantidad apreciable de iones. En tu opinión ¿tiene razón el científico? 60.- Otro científico, luego de advertir que el gas noble xenón no contiene iones, afirma que sin duda los átomos de xenón están unidos por enlaces covalentes. ¿Es plausible esta afirmación? 61.- ¿Qué grupo de elementos de la tabla periódica se caracteriza por tener disposiciones estables de sus electrones? 62.- ¿Cuál es la diferencia estructural entre un átomo de sodio y un ión sodio? 63.- ¿En que difiere el sodio metálico de los iones sodio (del cloruro de sodio, por ejemplo) en cuanto a propiedades? 64.- ¿Cuáles son las diferencias estructurales entre los átomos de cloro, las moléculas de Cloro y los iones cloruro? ¿En que difieren sus propiedades? 65.- Escriba símbolos de electrón punto para cada uno de los elementos siguientes. Puede consultar la tabla periódica.

a) carbono b) magnesio c) nitrógeno d) potasio e) cloro

66.- Usando las fórmulas de electrón- punto, muestre la formación de un ión a partir de un átomo para cada uno de los elementos siguientes:

a) bario b) aluminio c) bromo d) azufre

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67.- Use símbolos de electrón – punto para mostrar la transferencia de electrones de átomos de calcio a átomos de bromo para formar iones con configuraciones de gas noble. 68.- Use símbolos de electrón – punto para mostrar la transferencia de electrones de átomos de aluminio a átomos de azufre para formar iones con configuraciones de gas noble. 69.- Use símbolos de electrón –punto para mostrar cómo se comparten electrones entre dos átomos de yodo para formar una molécula de yodo (I2). Identifique todos los pares de electrones como enlazantes o no enlazantes. 70.- Clasifique los enlaces siguientes como iónicos o covalentes. En el caso de los enlaces covalentes, indique si son polares o no polares.

a) KF b) IBr c) MgO

71.- Clasifique los enlaces siguientes como iónicos o covalentes. En el caso de los enlaces covalentes, indique si son polares o no polares.

a) NO b) CaO c) NaBr

72.- Clasifique los enlaces siguientes como iónicos o covalentes. En el caso de los enlaces covalentes, indique si son polares o no polares. a) Br2

b) F2 c) HCl

73.- Clasifique los enlaces covalentes siguientes como polares o no polares. a) H-O b) Be-F c) P-Cl

74.- Clasifique los enlaces covalentes siguientes como polares o no polares. a) H- N b) Be- F c) P-Cl

75.- De los elementos H, O, N y C ¿Cuáles pueden formar fácilmente dobles enlaces? 76.- De los elementos H, O, N y C ¿Cuáles pueden formar fácilmente triples enlaces? 77.- Mencione los tres tipos importantes de compuestos que son excepciones a la regla del octeto. Proporcione un ejemplo de cada uno. 78.- Escriba una fórmula de electrón punto para cada una de los siguientes. (Las moléculas son excepciones a la regla del octeto)

a) NO b) BeI2 c) BCl3

79.- ¿Qué similitudes existen entre los líquidos y los sólidos?¿Qué diferencias existen entre los mismos? 80.- Menciona cuatro tipos de interacciones entre partículas en los estados líquido sólido. Proporcione un ejemplo de cada tipo. 81.- Explique las propiedades de los sólidos, líquidos y gases con base en la teoría cinético- molecular. 82.- Defina: fusión, condensación, vaporización congelación.

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83.- ¿En cuál proceso absorbe energía el material que experimenta el cambio de estado? a) fusión o congelación b) condensación o vaporización

84.- Explique el proceso de fusión con base en la teoría cinético- molecular 85.- Explique el proceso de vaporización con base en la teoría cinético- molecular 86.- ¿En cuáles de los compuestos siguientes los puentes de hidrógeno serían una fuerza intermolecular importante?

a) H2S b) CH3NH2 c) CH3F d) CH3OH e) CH3CH3

87.- Defina: Solución. Soluto y disolvente. 88.- El alcohol que se usa como desinfectante para limpiar la piel antes de aplicar una inyección es de hecho una solución de tres partes de agua y siete partes de alcohol ¿Cuál de los componentes es el disolvente y cuál es el soluto? 89.- Explique por qué una sal se disuelve en agua. 90.- El benceno (C6H6) es un disolvente no polar ¿Esperaría que el NaCl se disuelva en benceno?. Explique su respuesta. 91.- El aceite para motores es no polar. ¿Esperarías que se disuelva en agua? ¿Y en benceno?. Explique su respuesta. 92.- Se vierte una lata de 250 ml de aceite para motor en una lata que contiene 2 litros de gasolina ¿Cuál de los componentes es el soluto y cuál es el disolvente? 93.- Prediga la forma de cada una de las siguientes moléculas con base en la teoría de repulsión de pares electrónicos de nivel de valencia (RPENV)

a) Silano (SiH4) b) Seleniuro de hidrógeno (H2Se)

94.- Prediga la forma de cada una de las siguientes moléculas con base en la teoría RPENV.

a) Cloruro de Berilio (BeCl2) b) Cloruro de Boro (BCl3)

95.- Prediga la forma de cada una de las siguientes moléculas con base en la teoría RPENV. a) Arsina (AsH3) b) Tetrafluoruro de Carbono (CF4)

96.- Prediga la forma de cada una de las siguientes moléculas con base en la teoría RPENV. a) Difluoruro de Oxígeno (OF2) b) Tetracloruro de Silicio (SiCl4)

97.- Las soluciones de Cloruro de Yodo (ICl) se usan como desinfectantes ¿Cómo con las moléculas de ICl: iónicas, covalentes polares o covalentes no polares? 98.- El potasio es un metal blando y plateado que reacciona en forma violenta con el agua y arde espontáneamente en el aire. Su médico le recomienda tomar un complemento de potasio ¿Tomaría potasio metálico?¿Qué tomaría?

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REPASO DE HABILIDADES DE LA UNIDAD III 3.1 ¿Cuál de las siguientes cantidades es igual para un mol de H2 y N2?

a) masa b) densidad c) temperatura d) número de moléculas

3.2 Los siguientes enunciados son consistentes con el concepto de un mol de una sustancia excepto:

a) Un mol de sodio contiene 6.022x1023 átomos de sodio b) Un mol de gas cloro contiene 6.022x1023 moléculas de cloro. c) Un mol de C12 tiene un masa de 12 gramos. d) Un mol de cloruro de sodio contiene 6.022x1023 iones.

3.3 En una reacción química el rendimiento real es casi siempre: a) igual que el rendimiento teórico b) mayor que el rendimiento teórico c) menor que el rendimiento teórico d) se ignora

3.4 ¿Cómo prepararía 60.0 ml de disolución 0.200 M de HNO3 a partir de una disolución concentrada de HNO3 4.00 M? 3.5 Se tienen 505 ml de una disolución 0.125 M de HCl y se quiere diluirla para hacerla exactamente 0.100 M ¿Qué cantidad de agua debe añadirse? 3.6 ¿Por qué no se utilizan gramos en lugar de moles como unidades de cantidad de materia? 3.7 ¿Qué clase de reacciones químicas se presentan en la descomposición de los alimentos? ¿Cómo lo comprobamos? 3.8 ¿Qué clase de reacciones químicas permiten a los camaleones cambiar de color? 3.9 Determina la composición porcentual de las siguientes moléculas: a) Aspirina: C9H8O4

b) Colesterol: C27H46O c) Octano: C8H18 d) Azúcar: C12H22O11

3.10 Calcula las masas correspondientes a: a) 6.022x1022 átomos de sodio b) 3.2x1010 moléculas de agua c) 1 solo átomo de oxígeno d) 30 000 moléculas de carbono

3.11 Calcula la masa molecular de las siguientes sustancias: a) amoníaco NH3 b) ácido sulfúrico H2SO4 c) ácido oxálico (COOH)2 d) sulfato de amonio (NH4)2SO4

3.12 Balancea las siguientes ecuaciones químicas por redox: a) KMnO4 + HCl Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O b) Fe2O3 + C CO2 + Fe c) Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O d) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + KHSO4 + MnSO4 + H2O

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e) Al + NaOH Na3AlO3 + H2 3.13 Complete y balancee las siguientes ecuaciones por el método del ion-electrón: 1) En medio ácido a) AsH3 + Ag+1 As2O3 + Ag b) Fe+2 + Cr2O7

-2 Fe+3 + Cr+3

c) Cu + NO3- Cu+2 + NO

d) MnO4- + I- MnO4

-2 +IO4-

2) En medio básico a) Mn(OH)2 + O2 Mn(OH)3

b) As + OH- AsO3-3 + H2

c) S2O4-2 + O2 SO3

-2 + OH-

d) MnO4- + ClO2

- MnO2 + ClO4-

3.14 Balancear las siguientes ecuaciones por el método de tanteo. a) Fe(s) + O2(g) FeO(s)b) FeO(s) + O2(g) Fe2O3(s)c) Zn(OH)2(s) + HNO3(aq) Zn(NO3)2(aq) + H2O d) H2S + HNO3 H2SO4 + NO + H2O

3.15 Balancear por el método algebraico las siguientes ecuaciones. a) Ca(OH)2 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + H2O b) C12H22O11(s) T C + H2O c) Na2TeO3 + NaI + HCl NaCl + Te + H2O + I2d) MnO + PbO2 + HNO3 HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

3.16 La fermentación de la glucosa produce alcohol etílico según la reacción: C6H12O6 enzimas 2C2H5OH + 2CO2

a) ¿Cuántos moles de C2H5OH se formarán a partir de 100 g de glucosa? b) ¿Cuántos gramos de glucosa se necesitan para obtener 500 g de C2H5OH? c) ¿Cuántos litros de CO2 a TPN se producirán de 100 g de glucosa?

3.17 Las sales aromáticas contienen carbonato de amonio, el cual se descompone para formar amoníaco, un estimulante suave del corazón. La reacción de descomposición es:

(NH4)2CO3(s) 2NH3(g) + CO2(g) + H2O(l)a) ¿Cuántos litros de NH3, a 20oC y 1 atm se producirán de 1 g de (NH4)2CO3? b) ¿Cuántos gramos de (NH4)2CO3 se necesitan para obtener 900 ml de NH3 a

25 oC y 0.980 atm? c) ¿Cuántos litros de CO2, a 20oC y 1 atm se forman con 20L de NH3 a 20oC y

1 atm? 3.18 El disulfuro de carbono que se usa en la producción de rayón y celofán se obtiene

mediante la reacción : CH4(g) + 4S(s) CS2(l) + 2H2S(g)

a) ¿Cuántos gramos de azufre se necesitan para producir 10 moles de CS2? b) ¿Cuántos gramos de CS2 se formarán con 500 g de azufre?

c) ¿Cuántos gramos de CH4 se necesitan para formar 100 g de CS2?

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3.19 En las ecuaciones siguientes, determina cuál es el reactivo limitante y cuál está en exceso. Las cantidades que se mezclan se indican debajo de cada reactivo. Comprueba tus respuestas.

a) KOH + HNO3 KNO3 + H2O 16g 12g b) 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O 10g 10g 3.20 El aluminio reacciona con el bromo para formar bromuro de aluminio. 2Al + 3Br2 2AlBr3 Si se hacen reaccionar 25 g de aluminio y 100 g de bromo se obtienen 64.2 g de bromuro de aluminio ¿cuál es el rendimiento porcentual de la reacción? 3.21 Describa la preparación de 1.00 L de una disolución 0.646 M de HCl, a partir de una disolución 2.00 M de HCl 3.22 A 25 ml de una disolución 0.866 M de KNO3, se le agrega agua hasta que el volumen de la disolución de 500ml exactos ¿Cuál es la concentración de la disolución final? 3.23 Determine los gramos de cada uno de los siguientes solutos necesarios para preparar 2.50 x102 mL de disolución 0.100 M de a) Yoduro de Cesio (CsI) b) Ácido Sulfúrico (H2SO4) c) Carbonato de Sodio (Na2CO3) d) Dicromato de Potasio (K2Cr2O7) e) Permanganto de Potasio (KMnO4) 3.24 ¿Cuántos moles de MgCl2 están presentes en 60 mL de una disolución de 0.100 M de MgCl2? 3.25 ¿ Cuál es la Molaridad y Normalidad de una solución en la cual se disuelven 80 gramos de NaOH en 500 ml de solución?

AUTOEVALUACIÓN

INSTRUCCIONES: Coloque en el paréntesis izquierdo las letras que correspondan a la respuesta correcta. ( ) En una reacción química el reactivo limitante es la especie química que:

QW) se consume al final ER) se consume primero YV) se produce al final FT) se produce primero

( ) Una muestra de etano C2H6 contiene 2.0x1022 átomos de C, ¿cuántos átomos de H contiene?

QW) 2x1022

ER) 3x1022

YV) 6x1022

FT) 12x1022

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( ) En una reacción química el reactivo en exceso es la especie química que: QW) se consume al final ER) se consume primero YV) se consume una parte y otra no FT) se produce primero

( ) ¿Cuál de las siguientes ecuaciones, que representa la descomposición térmica del ácido nítrico, está correctamente balanceada? QW) HNO3 NO2 + H2O ER) 2HNO3 2NO2 + H2O YV) 4HNO3 4NO2 + 2H2O + CO2 FT) 4HNO3 4NO2 + 4H2O + CO2 ( ) El hierro metálico se obtiene al hacer reaccionar óxido de fierro III con monóxido de carbono a elevadas temperaturas. ¿Cuántos kg de óxido se requieren para producir 1.0 kg de hierro?

QW) 0.70 ER) 1.43 YV) 2.86 FT) 5.72

( ) Un mol de sacarosa ( C12H22O11 ) se refiere a: QW) Una molécula de C12H22O11

ER) 6.022x1023 g de C12H22O11 YV) 6.022x1023 átomos de C12H22O11

FT) 6.022x1023 moléculas de C12H22O11 ( ) La fórmula más simple para un compuesto que contiene 32.79% de Na, 13.02% de Al y 54.19% de F es:

QW) Na3AlF6 ER) NaAlF

YV) Na2AlF5 FT) Na2Al2F4 ( ) La siguiente reacción no balanceada es muy cuantitativa: HCl + NaIO3 +NaI I2 + H2O +NaCl La proporción en moles, entre el yoduro de sodio agregado y el yodo producido es: QW) 5 a 6 ER) 1 a 1 YV) 5 a 3 FT) 1 a 5 UY) 1 a 3 ( ) En la reacción Na2CO3 los productos y cantidades obtenidos son :

QW) Na2O + CO2 ER) 2Na + CO3

YV) 0.5CO + 0.5CO2 + 2Na FT) Na2O2 + CO UY) 2NaCO3 + Na

( ) Al balancear por tanteo la ecuación que se le presenta a continuación, los coeficientes que se obtienen son:

H2SO4 + Al(OH)3 Al2(SO4)3 + H2O QW) 3,2,1,6 ER) 3,3,2,3 YV) 6,6,1,3 FT) 4,5,3,2

( ) ¿Cuántos moles de B se necesitan para producir 10 moles de E, de acuerdo con la siguiente ecuación balanceada? 3A + 4B 3D + 6E QW) 1.5 ER) 9.9 YV) 6.3 FT) 6.6

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( ) ¿ Cuántos moles de B se necesitan para producir 8.4 g de E, de acuerdo con la siguiente ecuación balanceada? (Peso molecular de E= 44 uma) A + 2B C + D + E QW) 0.38 ER) 0.19 YV) 2.0 FT) 8.4 ( ) El oro es un metal que fue empleado por los antiguos artesanos para la elaboración de preciados objetos cuyo brillo perdura con el paso del tiempo, es decir que no se oxida fácilmente. Si un anillo contiene 0.250 g de oro,¿Cuántos átomos de oro existen en el anillo? QW) 1.53x1021 ER) 1.506x1023 YV) 7.64x1020 FT) 6.02x1023

( ) Balanceando la siguiente reacción, el coeficiente estequiométrico para el ácido sulfúrico es: HI + KMnO4 + H2SO4 I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O QW) 2 ER) 3 YV) 4 FT) 8 ( ) En los laboratorios químicos se emplea comúnmente el mechero de alcohol para el calentamiento de materiales y/o sustancias. La reacción de combustión puede representarse de la siguiente manera: CH3-CH2-OH(l) + 3O2 2CO2(g) + 3H2O(l) Si se queman 92 g de alcohol que existen dentro de un mechero, la masa en gramos de agua que se produce y el número de moles de oxígeno que se consumen son: QW) 18g y un mol ER) 54 g y tres moles YV) 108 g y tres moles FT) 108 g y seis moles ( ) ¿ Qué porcentaje tendrá una solución que se prepara disolviendo 60 gramos de sal en 140 gramos de agua? QW) 80% ER) 40% YV) 30% FT) 20% ( ) Indica los equivalentes químicos gramo de soluto disueltos en un litro de solución. QW) Molaridad ER) Normalidad YV) % Peso FT) % Masa ( ) Es el volumen que ocupan 2.5 moles de Nitrógeno en condiciones normales de presión y temperatura. QW) 86 litros ER) 66 litros YV) 56 litros FT) 46 litros ( ) Si se disuelven 60 gramos de NaOH en un litro de solución su concentración molar será: QW) 3M ER) 1.5 M YV) 2.5 M FT) 1M ( ) Solución en la que el soluto alcanza un equilibrio con el solvente: QW) Diluida ER) Concentrada YV) Saturada FT) Sobresaturada EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS 1.- Es la suma de las masas atómicas de los elementos que integran un compuesto expresada en gramos. QW) Masa molecular ER) Peso atómico YV) Peso molecular FT) Peso fórmula 2.- Es la cantidad de átomos, moléculas o iones contenida en una masa atómica o molecular expresada en gramos. QW) Peso atómico ER) No. de Avogadro YV) Mol FT) Masa atómica

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3.- Es la suma de las masas atómicas de los elementos que integran un compuesto expresada en umas. QW) Peso molecular ER) Peso atómico YV) Peso atómico gramo FT) Peso molecular 4.- El peso molecular relativo de una sustancia expresado en gramos es: QW) átomo gramo ER) molécula- gramo YV) volumen molecular FT) peso – fórmula 5.- El enunciado “Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una relación ponderal constante”, se refiere a la ley de : QW) Lavoisier ER) Dalton YV) Proust FT) Ritchter- Wenzel 6.- Es el número que relaciona la masa de un átomo promedio de un elemento con la masa o peso patrón del Carbono. QW) Masa atómica ER) Peso atómico YV) Peso fórmula gramo FT) Peso molecular 7.- En un mol de nitrato de plata hay: QW) 6.023x1023 átomos de plata ER) 6.023x1023 moléculas de plata YV) 6.023x1023 moléculas de nitrato de plata FT) 6.023x1023 iones de nitrato 8.- Las siguientes ecuaciones químicas no están balanceadas, para hacerlo es necesario anotar coeficientes al hidróxido y al agua, respectivamente. Coloca dentro del paréntesis la letra del inciso que contiene los coeficientes correctos : ( ) H2SO4 + KOH K2SO4 + H2O QW) 2,2 ER) 2,3 YV) 2,4 FT) 3,2 ( ) H3PO4 + NaOH Na3PO4 + H2O QW) 2,2 ER) 2,3 TV) 3,2 FT) 3,3 9.- ¿Existirá una ecuación química que no se pueda balancear? 10.- ¿Por qué en una reacción química real la cantidad de producto es menor a lo esperado teóricamente? 11.- ¿Puede haber una ecuación balanceada en la cuál el número de moles de uno y de otro lado de la ecuación no sean iguales?, ¿por qué? 12.- Si desarrollaras una nueva clasificación de los tipos de reacciones químicas, ¿qué criterio utilizarías? 13.- ¿Qué sucedería sí para balancear una ecuación química se pudieran cambiar las fórmulas de las sustancias? 14.- En una reacción química, “la materia y la energía no se crean ni se destruyen”, entonces, ¿de dónde proviene la energía que se libera durante una reacción? 15.- ¿Existirán las reacciones de triple sustitución?, ¿por qué? 16.- ¿Es válida la aseveración de que el número de Avogadro es útil para convertir mol en gramos o viceversa? ¿Por qué? 17.- Si no existiera el mol, ¿qué otra unidad podría utilizarse para sustituirla? 18.- ¿A cuántos gramos de las siguientes sustancias equivalen 0.25 moles de éstas?

a) HCl b) HF c) HBr d) HCN

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19.- ¿Cuántos átomos hay en cada una de las siguientes muestras? a) 0.01 moles de Au b) 0.96 moles de CH4 c) 28.4 moles de CO2 d) 6.37 moles de K2SO4

20.- Se hace reaccionar NaOH con suficiente cantidad de HNO3 para producir nitrato de sodio y agua. Calcula:

a) ¿Cuánto nitrato de sodio se produce al hacer reaccionar 35 kg de hidróxido de sodio?

b) ¿Cuántas moléculas de agua se producen al hacer reaccionar 750 g de ácido nítrico con el hidróxido de sodio?

c) ¿Cuánto hidróxido de sodio se requiere para obtener 22.5 moles de nitrato de sodio?

21.- El carburo de silicio o carborundum se obtiene por la reacción :

SiO2(s) + 3C(s) SiC(s) + 2CO(g) a) ¿Cuántos g de SiC se forman por 100 moles de carbono?

b) ¿Cuántos gramos de SiO2 se necesitan para producir 500 g de SiC? c) ¿Cuántos gramos de carbono reaccionarán para formar 100g de SiC?

22.- Cuando un carbohidrato como la glucosa C6H12O6, es utilizado en el metabolismo del cuerpo, la reacción que produce es: C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O ¿Cuántos gramos de oxígeno , se necesitan por cada 1 g de glucosa que reacciona? 23.- El agua se descompone electrolíticamente para formar hidrógeno y oxígeno gaseosos. Escriba la ecuación balanceada y deduzca cuántas moléculas de hidrógeno se obtendrán por la descomposición de 10 g de agua 24.- La reacción para la combustión del propano en aire es: C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g)

a) ¿Cuántos moles de oxígeno reaccionarán con 25 moles de C3H8? b) Cuántos gramos de C3H8 reaccionan con 200 g de oxígeno? c) Si un cilindro de propano contiene 500 g de C3H8, ¿cuántos gramos de CO2

se formarán al quemar el propano? 25.- Se puede preparar disulfuro de carbono ,a partir de coque, y de dióxido de azufre. 3C + 2SO2 CS2 + 2CO2 Si el rendimiento real de CS2 es 86% del teórico, ¿qué masa de coque se necesita para producir 950 g de CS2? 26.- Se hace reaccionar hierro con una solución que contiene 400 g de sulfato de cobre. Después de una hora se detiene la reacción, habiéndose obtenido 151 g de cobre. Calcula el rendimiento porcentual que se obtuvo. La reacción es: Fe(s) + CuSO4(ac) Cu(s) + FeSO4(ac)27.- Calcular la cantidad de soluto y solvente que hay en:

a) 56 gramos de disolución al 30 % m/m. R: 16,8 g y 39,2 g b) b) 450 gramos de disolución al 10 % m/m R: 45 g y 405 g c) 200 gramos de disolución al 5 % m/m R: 10 g y 190 g d) 980 mL de disolución al 25 % v/v R: 245 mL y 735 mL. e) 50 mL de disolución al 30 % v/v R: 15 mL y 35 mL

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28.- Calcular la concentración de la disoluciones que se han preparado disolviendo: a) 6 gramos de sal en 80 gramos de agua R: 6,98 % m/m b) 50 gramos de naftaleno en 500 gramos de benceno. R: 9,1 % m/m c) 5 mL de éter en 60 mL de alcohol (vol. aditivos) R: 7,7 % v/v d) 3 gramos de nitrato de plata en 60 mL de disolución. R: 5 % m/v e) 15 gramos de úrea en 750 mL de disolución. R: 2 % m/v

29.- Defina el término densidad, e indique su utilidad. 30.- Complete el siguiente cuadro:

Disolución % m/m Densidad de la disol. en g/mL

% m/V

A 10 % 1,12

B 1,019 10 %

C 8 % 1,15

D 1,21 25 %

E 30 % 1,2

F 0,94 15 %

G 6 % 1,09

H 1,005 2 %

I 20 % 1,16

J 1,3 20 % 31.- En cuántos gramos de agua se deben disolver 5 gramos de sulfato cúprico para que la disolución preparada posea una concentración de 3,2 % m/m. R: 151.25 g 32.- Una disolución de carbonato de sodio tiene una densidad de 1,15 g/mL, y una concentración del 14 % m/m. Calcule:

a) ¿Cuántos gramos de dicha disolución deben evaporarse a sequedad para obtener 20 gramos de carbonato de sodio.? R: 142.86 g

b) ¿ Cuántos gramos de sal están contenidos en 60 mL de la disolución? R: 9.66 g c) ¿Cuántos gramos de sal están contenidos en 60 gramos de la disolución? R: 8.4 g 33.- 200 gramos de sal se disuelven en agua hasta completar 800 mL de disolución. Posteriormente de dicha disolución se toman 100 mL y se diluyen en agua hasta obtener 500 mL. Si la disolución diluida posee una densidad de 1.09 g/mL. Calcule la concentración de la misma en % m/m, m/v y g/L. R: 4.6 % m/m ; 5 % m/v ; 50 g/L 34.- A 300 gramos de una disolución de cloruro de sodio al 15 % m/m, se agregan 8 gramos de la misma sal al 87 % de pureza. Calcule la concentración de la disolución resultante en % m/m. R : 16.87 % m/m 35.- Se tienen 250 mL de una disolución de HCl al 15 % m/m y de densidad 1.05 g/mL. Calcule la concentración de alcanzará dicha disolución, en %m/m y % m/v, cuando: a) Se le agrega 100 gramos de agua. R: 10.86 % m/m 11.25 % m/v b)Se le agrega 100 mL de una disolución del mismo ácido con una concentración del 10 m/m y una densidad de 1.059 g/mL. R : 13.56 % m/m 14.28 % m/v

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36.- Se tienen 400 gramos de una disolución de NaCl al 20 % m/m.¿ Qué concentración alcanzará la disolución cuando se le evapora el 30 % del disolvente? R : 26.32 % m/m 37.- 560 gramos de una disolución de KCl al 10 % m/m. a) ¿Qué cantidad de agua se le debe añadir a dicha disolución para que su concentración baje a 6.5 % m/m? R: 301.54 g b)¿Qué cantidad de sal debe agregarse para que la concentración suba a 16 % m/m? R: 40 g c)¿ Qué cantidad de KCl al 90 % de pureza debe agregarse para que la concentración suba a 13 % m/m? R : 21.46 g 38.- Se disuelven 4,8 gramos de cloruro de magnesio hexahidratado (MgCl 2 6H2O) en agua hasta producir 120 mL de disolución de densidad 1,09 g/mL. Calcule : a) % m/m b) % m/v c) concentración en: g/l y mg/l . 39.- Se tienen 400 mL de una disolución de sulfato cúprico (CuSO4) al 15 % m/m y de densidad 1.12 g/mL. Calcule :

a) ¿Cuántos gramos de sulfato cúprico pentahidratado (CuSO4.5 H2O) hay que agregar a dicha disolución para que la concentración sea del 25 % m/m?

b) ¿Cuántos gramos de agua hay que agregar a dicha disolución para que la concentración se reduzca a 10 % m/m?

40.- Se mezclan 40 mL de una disolución de ácido nítrico (HNO3) al 63 % m/m y de densidad igual a 1.34 g/mL; con 300 g de una disolución del mismo ácido con una concentración de 1.8 mol/L y de densidad 1.109 g/mL. Calcule la concentración de la disolución resultante en: a) % m/m b) % m/v c) concentración en: g/l , mg/l 41.- Se tienen las siguientes disoluciones: Disolución A : 60 mL de una disolución de NaCl al 37 % m/m y de densidad 1.2 g/mL. Disolución B: 489 mL de una disolución de 4.5 mol/L y de densidad 1.26 g/mL. La disolución A y B se mezclan y se le agrega agua hasta completar un litro de disolución. Esta disolución final se divide en cuatro porciones iguales las cuales son tratadas de la siguiente manera: Porción 1: Se le agrega 100 mL de agua Porción 2: Se le agrega 10 gramos de NaCl al 80 % de pureza. La adición de dicho sal provoca que esta porción tenga una densidad de 1.08 g/mL. Porción 3: Se somete a ebullición hasta que el 50 % del solvente se evapora. Porción 4: Se le agrega 25 mL de una disolución de NaCl de concentración 1 Eq-g/l y densidad 1.1 g/mL Luego se toman 50 mL de cada porción ya tratada y se mezclan para formar una disolución final. Calcule: a) % m/m b) % m/v c) concentración en mol/L d) Concentración en Eq-g/L 42.- Se mezclan 300 mL de una disolución de ácido sulfúrico de 12 % m/m de concentración con 250 mL de una disolución de NaOH 1.8 mol/l de concentración. Indique si la disolución resultante es ácida o alcalina. Calcule la concentración de la disolución en término del exceso. 43.- ¿Cuántos gramos de KOH al 75 % de pureza se deben disolver en agua para obtener una disolución que neutralice 500 mL de una disolución de ácido sulfúrico de concentración 3.2 mol/L? 44.- Se tiene una disolución de ácido sulfúrico al 40 % en masa y de densidad 1.32 g/mL. Calcule la concentración en % m/V; mol/L; Eq-g/L .

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45.- Se disuelven 20 gramos de urea (M= 60 g/mol) en agua. La concentración de la disolución resultante es 1.2 molal y de densidad 1.12 g/mL. Exprese la concentración de la disolución en fracción molar y en mol/L. 46.- Se mezclan: 20 mL de disolución al 5 % m/V, 50 mL de otra disolución al 12 % m/V del mismo soluto y 50 mL de agua. Calcule la concentración de la disolución resultante en %m/m y en %m/V. Densidad de la disolución resultante 1.2 g/mL. 47.- Determine la concentración, en porcentaje en masa, de una disolución preparada a partir de 5 gramos de fosfato de sodio y 400 g de agua. R:1.25 48.- Determine la concentración en porcentaje en masa de Na3PO4 (M =164) en una disolución preparada a partir de 5 g de la sal hidratada Na3PO4.12H2O (M = 380) y 400 g de agua. R: 0.53 49.- Se añaden 11 g de NaOH a 90 g de una disolución de NaOH al 10% en masa. Determine el % en masa de la nueva disolución. R: 19.80 50.- Se añaden 18 g de una muestra de NaOH al 75 % de pureza a 200 g de una disolución de NaOH al 10 % en masa. Determine la concentración en % en masa, de la disolución resultante. R: 15.37 51.- Se mezclan 60 g de una disolución al 12 % en masa de NaCl con 40 g de otra disolución de NaCl al 7 % en masa. ¿Cuál es la concentración de la disolución resultante en % en masa? R: 10 52.- El cloruro de Mg se encuentra presente en muchos manantiales y en el agua de mar. Se tiene una muestra de agua cuya densidad es 1,08 g/mL que contiene 6 % en masa de cloruro de Mg (MgCl2 M= 95). ¿Qué volumen de la misma deberá utilizarse para obtener, mediante evaporación, 25 de MgCl2.6 H2O (M= 203).R: 180.56 mL 53.- Determine la concentración, en % en masa de fosfato de sodio en una disolución preparada a partir de 5 g de Na3PO4 (M= 164); 2,5 g de Na3PO4.12 H2O (M= 380); 1400 g de agua y 500 g de disolución de fosfato de sodio al 13 % en masa. R: 3.73 54.- El tetraborato de sodio hidratado (bórax), cuya formula química es Na2BB4O7.10 H2O (M= 382) se utiliza en química como sustancia patrón para la valoración de ácidos fuertes. Si se desea preparar una disolución al 0.5% en masa de Na2BB4O7 (M= 202). Hallar la cantidad en gramos de bórax que deberá disolver en 5000 g de agua, para preparar la disolución deseada. R: 47.62 55.-¿Cuántos gramos de NaNO3 deberán agregarse a 100 g de disolución al 15% en NaNO3 a fin de transformarla en una disolución al 20% en masa? R: 6.25 56.- ¿Cuántos gramos de Ca(NO3)2 deberán agregarse a 800 g de una disolución de nitrato de Calcio al 9% en masa, a fin de transformarla en otra al 20% en masa? R: 110 57.- ¿Cuántos gramos de Zn(NO3)2. 6 H2O (M = 297) deberán ser agregados a 500 g de una disolución de Zn(NO3)2 (M = 189) al 5% en masa, a fin de transformarla en una disolución al 18% en masa? R: 141 58.- ¿Cuántos gramos de CaCl2. 2H2O (M = 147) deberán mezclarse con 200 g de una disolución al 15% en CaCl2, a fin de transformarla en una disolución al 25% en masa de CaCl2 ? (M = 111) R: 39.22 59.- Determine la cantidad en gramos de disolución de HCl al 16% en masa que podrá preparase mezclando 250 g de disolución de HCl al 24% en masa con la cantidad necesaria de otra disolución de HCl al 14% en masa? R: 1250

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60.- El HCl es un ácido muy importante en la industria. Suponga que una industria química requiere una disolución de HCl al 10% en masa. En el almacén de la empresa se puede encontrar: a) 500 g de disolución de HCl al 15% en masa b) Suficiente cantidad de disolución de HCl al 7% en masa c) Suficiente cantidad de agua destilada a) ¿Qué cantidad en gramos de la disolución al 7% tendría que mezclar con los 500 g de la disolución al 15% para obtener la disolución deseada? b) ¿Que cantidad en gramos de agua se tendría que mezclar con los 500 g de HCl al 15% para obtener lo deseado ? c) ¿Con cual de las dos alternativas señaladas se puede preparar mayor cantidad de la

disolución deseada? R: 833.33 , 250 , 1333.33 61.- Para todos los problemas anteriores, determine la concentración en mol /L y la fracción molar del soluto resultante. 62.- ¿Cuántos gramos de CuSO4. 5 H2O (M = 250) se requieren para preparar 150 mL de disolución de CuSO4 (M= 160) 0.24 Molar? R: 9 63.- Se mezclan 10 mL de HCl 0.1 mol /L; 23.5 mL de HCl 0.25 mol /L y 8.6 mL de HCl 0.32 mol /L. ¿Cuál es la concentración en mol /L de la disolución resultante? R: 0.23 64.- Se mezclan: 100 g de disolución de MgCl2 (M= 95) al 15% en masa, 500 mL de agua y 10 g de MgCl2. 6 H2O (M = 203). Determine la concentración en mol /L resultante respecto al MgCl2 sabiendo que la densidad de la mezcla es 1.15 g/mL. R: 0.39 65.- Se mezclan: 25 mL de disolución de ácido sulfúrico 2 mol /L; 15 mL de ácido sulfúrico al 13% en masa y densidad 1.15 g/mL; 50 mL de disolución de ácido sulfúrico 0.4 mol /L y 500 mL de agua. Determine la concentración en mol /L resultante. (M= 98) R: 0.16 66.- Una industria química requiere una disolución de HNO3 (M= 63) exactamente 2 mol/L. Calcular el volumen de una disolución de HNO3 al 70% en masa y densidad 1.32 g/mL que deberá agregarse a 2.5L de una disolución 0.3 mol/L en HNO3 a fin de obtener la concentración deseada. R: 0.34 l 67.- Calcular el volumen de una disolución de HCl al 32.14% en masa y densidad 1.16 g/mL que hay que mezclar con 1L de disolución de HCl 0.932 mol /L para que resulte exactamente 1 mol /L. Suponga que no hay contracción de volumen al mezclar los dos ácidos. (M = 36.5) R: 7.38 mL 68.- El sulfato cúprico CuSO4 (M = 160) se utiliza en depósitos de agua potable en concentraciones de aproximadamente 2 mg/l para la eliminación de algas, las cuales producen olores y sabores desagradables. ¿Que cantidad de CuSO4. 5 H2O (M = 250) deberá agregarse a un tanque de dimensiones 3x3x3 metros, a fin de obtener la concentración deseada? R: 84.38 g 69.- Determine el masa equivalente de las siguientes sustancias: a) KMnO4 (M = 158) reducido a Mn+2 en medio ácido b) KMnO4 reducido a MnO2 en medio básico c) KClO3 (M = 123) reducido a Cl-

d) NaIO3 (M = 198) reducido a I2 en medio ácido e) H2O2 (M = 34) reducido a agua f) H2O2 oxidado a O2 g) H2S (M = 34) oxidado a S h) H2C2O4 (M = 90) oxidado a CO2 R: 31.6- 52.7- 20.5- 39.6- 17- 17- 17- 45

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70.- ¿Cuántos gramos de KMnO4 (M = 158) se requieren para preparar 17.31 mL de disolución 0.692 N, sabiendo que esta disolución se va a utilizar en una reacción donde: a) El MnO4

- se reduce a Mn+2 R: 0.379 b) El MnO4

- se reduce a MnO2 R: 0.63 71 .- Determine el % de pureza de una muestra impura de Ca(OH)2 (M = 40) sabiendo que al pesar 0.5 g de dicha muestra y agregar agua hasta formar 50 mL de disolución, se obtiene una concentración en eq - g /L de 0.05. R: 10% 72.- Se tiene 250 mL de una disolución de ácido nítrico (M = 63) de concentración desconocida. Al efectuar la reacción: HNO3 + CuS → CuSO4 + NO se determina que la concentración era 0.12 N. ¿Cuántos gramos de soluto estaban contenidos en la disolución?. R: 0.63 73 .- Se diluye a un volumen tres veces mayor una disolución de HCl (M = 36.5) al 27 % en masa y densidad 1.17 g/mL.

a) Determine la concentración en eq - g /L de la disolución resultante (ácido diluido) b) ¿Que volumen del ácido diluido se necesita para preparar 2.5L de HCl Normal? R: 2.88-0.87

74.- Calcular el volumen de agua que hay que añadir a 25L de una disolución de H2SO4 (M= 98) al 78% en masa y densidad 1.707 g/mL, para obtener un ácido al 48% y densidad 1.381 g/mL. R: 25.2 75.- ¿Cuál es la concentración en % en masa de una disolución de H2SO4 (M = 98) de densidad 1.80 g/mL, si 50 mL de ésta disolución se neutralizan con 84.6 mL de NaOH 2 N.? R: 9.20 76.- ¿Cuál es la concentración en g/l y en % en masa de una disolución de ácido nítrico (M = 63) de densidad 1.18 g/mL, si al diluirlo a un volumen cinco veces mayor, 10 mL del ácido diluido consume 11.4 mL de NaOH Normal? R: 30.43-359.10 77.- Hallar la cantidad de HCl (M = 36,5) concentrado al 36,2% en masa que se necesitan para neutralizar una disolución que contiene 125 g de sosa cáustica (NaOH M = 40) R: 315.08 78.- Hallar el % de pureza de una muestra de NaOH (M = 40) sabiendo que al disolver 25.06 g de dicha muestra y formar 1L de disolución, 10 mL de ésta consumen 11.45 mL de ácido 0.5 N. R: 90.98 79.- Se desea determinar el contenido de hierro (Fe ; M = 56) en un mineral de hierro. Se toman 2 g del mineral, se disuelven y se oxida adecuadamente para efectuar la siguiente reacción: Fe+2 + MnO-4 → Fe+3 + Mn+2 en la reacción se consumen 50 mL de KMnO4 0.1 mol /L ¿Cual es el % de Fe en el mineral? R: 70% 80.- Se mezclan: 85 mL de H2SO4 (M = 98) 0.12 mol /L; 100 mL de NaOH (M = 40) al 14% en masa y densidad 1.03 g/mL; 40 mL de disolución de H2SO4 de concentración desconocida y 60 mL de NaOH 0.5 mol /L. Determine la concentración en eq - g /L desconocida del ácido, sabiendo que la reacción es completa. R: 9.25 N 81.- Se agregan 3.27 g de magnesio (Mg M = 24) a 250 mL de HCl 2.08 N. Si se supone que el volumen de la disolución no cambia, determine la concentración en eq - g /L respecto al ácido que queda en exceso, después de la reacción: Mg + HCl → H2 + MgCl2 R: 1 82.- Se mezclan 100 mL de K2Cr2O7 (Masa molar en g/mol = 294) 0.5 N, con 150 mL de K2Cr2O7 0.3 mol /L y con 500 mL de HCl (M = 36.5) 0.3 mol /L. Determine la concentración en eq - g /L de la disolución resultante con respecto al exceso, sabiendo que la reacción es: K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 R: 0.23 K2Cr2O7

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83.- Una pieza de aluminio puro (M = 27) que pesa 2.70 g se trata con 75 mL de H2SO4 (M = 98) al 24.7% en masa y densidad 1.18 g/mL. Después que todo el aluminio ha reaccionado, la disolución resultante se diluye a 400 mL. Determine la concentración en eq - g /L de la disolución después de la dilución, respecto al ácido en exceso. Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 R: 0.38 84.- Se mezclan 50 mL de NaOH (M = 40) al 12% en masa y densidad 1.02 g/mL con 50 mL de NaOH 3 mol /L y con 100 mL de H2SO4 0.3 mol /L. De la disolución resultante se toman 15 mL y el exceso presente se titula con 10 mL de disolución de HCl de concentración desconocida. ¿Cuál es la concentración en eq - g /L de la disolución de HCl utilizada en la titulación? R: 1.8 85.- Se mezclan: 30 g de disolución de H2SO4 (M = 98) al 30% en masa; 100 mL de disolución de H2SO4 al 15% en masa y densidad 1.15 g/mL ; 20 g de una muestra impura de NaOH. La disolución resultante tiene una concentración en eq - g /L de 1.15 en ácido, en un volumen total de 150 mL. Determine el % de pureza de la muestra de NaOH (M = 40) R: 72 86.- Escriba las fórmulas de las siguientes sustancias: ácido sulfúrico, hidróxido de aluminio, fosfato de sodio, hidróxido de zinc, ácido nítrico, carbonato de potasio, nitrato de calcio. 87.- Para cada una de las sustancias anteriores, calcule la masa molar. 88.- Para cada sustancia mencionada en el ejercicio 1, calcule la cantidad de moles que hay en 100 gramos de la misma. 89.- Las tabletas de vitamina C contienen ácido ascórbico (C6H8O6 , M = 167, un sólo hidrógeno acídico) y almidón como material de relleno, el cual sirve para darle consistencia. Para determinar la cantidad de vitamina C, la tableta se disuelve en agua y se titula con disolución de hidróxido de sodio. Si la titulación de una tableta disuelta de vitamina C consume 16.85 mL de NaOH 0.1038 mol /L, ¿Que tan exacta es la etiqueta del frasco si el fabricante sostiene que cada tableta contiene 300 mg de vitamina C? 90.- El vinagre consiste en una disolución de ácido acético (un solo hidrógeno acídico) en agua. Suponga que se diluye una muestra de 10 mL de vinagre con agua destilada hasta 100 mL. Se toman 30 mL de vinagre diluido y se titulan con una disolución de NaOH 0.1 mol/L, consumiéndose 15 mL. Si la densidad del vinagre original es 1.052 g/cm3 ¿Que % del mismo es ácido acético? M. CH3COOH = 60 gr/mol. 91.- El acero generalmente se "baña en ácido" (HCl) para remover el óxido de hierro y otros materiales de su superficie. Después de usarse por algún tiempo, la disolución del baño pierde eficiencia y se debe descartar. Esto puede causar problemas ambientales porque la disolución es fuertemente ácida y contiene una concentración alta de cloruro ferroso. Suponga que un químico está analizando la disolución del baño de una acería. Encuentra que cuando una alícuota de 25 mL de la disolución conteniendo Fe se trata con Ce(NO3)4 0.1967 mol /L, se necesitan 43.24 mL para alcanzar el punto final. La reacción de titulación es: Fe+2 + Ce+4 → Fe+3 + Ce+3

a) ¿Cual es la concentración en mol /L del Fe+2 en la disolución del baño? b) Si la acería desecha diariamente 1500L de disolución en un río que corre a una velocidad 200000 m3 por día y la disolución se mezcla completamente con el agua del río, ¿Excederá la concentración de Fe+2 el criterio permitido de agua de 5.3x10-6 M? 92.- La presencia de Manganeso disuelto en fuentes de agua potable puede ser objetable o altamente inaceptable desde el punto de vista estético, ya que origina precipitados coloidales que la hacen turbia. Por estas razones se limitan sus concentraciones a valores máximos de 0.05 mg/l. Una industria metalúrgica produce desechos que contienen

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manganeso y descarga sus residuos en un río. Se tienen los siguientes datos: - Caudal del río: 2000 m3/dia - Concentración de Mn en el río, antes de la descarga: 10-4 N - Volumen de los residuos de la industria : 3000 L /día - Características del desecho: Al tomar 25 mL del desecho y titular con permanganato de potasio 0.2 mol /L, se consumen 42.5 mL, según la reacción: Mn+2 + MnO-4 → MnO2 Después que la industria descargue sus residuos, y sin que se efectúe algún tratamiento previo, ¿Sigue siendo adecuado el río para consumo humano en cuanto a manganeso se refiere? (M = 55) .

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REPASO DE HABILIDADES DE LA UNIDAD IV 4.1.- Indique la concentración de iones hidroxilo en una disolución que tiene la concentración de iones hidrógeno que se especifica. a) 1x10-3M b) 2x10-2 M c) 5x10-9 M 4.2.- Indique la concentración de iones Hidrógeno en una disolución acuosa cuando la de iones hidroxilo a) 1x10 –4 M b) 3x10-6 M c) 7x10-11 M 4.3.- Un jugo de manzana recién preparado tiene un pH de 3.8 ¿Cuánto valen [ H3O+ ] y [OH- ] ? 4.4.- A 00C, Kagua vale 1x10 –14.94 ¿Cuál es la [H3O+] del agua pura a esta temperatura? 4.5.- Calcule el pH de disoluciones que tienen las siguientes concentraciones de [H3O+] : a) 1x10-4 b) 2.7x10-6 c) 3x10-10 d) 8.5x10-6

4.6.- Indique cuál es la concentración de iones [OH-] en disoluciones cuyo pH es: a) 2 b) 10.4 c) 8.9 d) 4.7 4.7.- Calcule la cantidad de KOH necesaria para preparar 500ml de una disolución cuyo pH sea de 10 unidades. 4.8.- ¿Cuántos gramos de ácido bromhídrico se necesitan para preparar 100ml de una disolución cuyo pH sea igual a 3? 4.9.- El ácido dicloroacético Cl2HCCOOH tiene una constante de disociación de 5x10-2. ¿Cuál es la concentración de [H3O+] en una disolución 0.1 M de este ácido? 4.10.- Determine el pH de una solución de HCl 0.0004 M 4.11.- ¿Cuál es la concentración molar de una solución de NaOH si su pH es 2.3? 4.12.- A un tanque que contiene 250 litros de agua se le disuelven 40 gramos de sosa pura (NaOH) . Calcular el pH y el pOH. 4.13.- Calcule el pH de una solución 0.3 M de ácido acético. 4.14.- Calcular la [H+] y el pH de una mezcla buffer formada por 0.2 moles de NH4OH y 0.5 moles de NH4Cl disueltos en un litro de agua. 4.15.- ¿Cuál es la concentración molar de una solución de NaOH si su pH es de 2.3? 4.16.- Calcule el pH de una solución buffer formada por 0.15 moles de Bicarbonato de Sodio ( NaHCO3) y 0.25 moles de Ácido Carbónico ( H2CO3), disueltos en un litro de agua. 4.17.- Calcule el [H+] y el pH de un litro de solución formado por 0.3 moles de Carbonato de Sodio (Na2CO3) y 0.5 moles de Ácido Carbónico (H2CO3). 4.19 La afirmación incorrecta es: QW) El ión hidronio se forma cuando se hidroliza una sal ER) El agua puede actuar como ácido y como base TY) La reacción del agua con el sodio metálico produce hidrógeno UI) En el agua llamada dura hay concentraciones importantes de iones calcio y magnesio OP) El valor de pH = 0, corresponde a una concentración de iones hidronio igual a 1 M 4.20 Si una disolución tiene una concentración de iones OH- igual a 2.0x10-4 M, el valor del pH de la disolución será: QW) 2.0 ER) 4.0 TY) 10.0 UI) 12.0 OP) 10.3

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4.21 Una solución amortiguadora de pH, también llamada “buffer” se utiliza para: QW) Disminuir la rapidez de una reacción ER) Mantener la temperatura del disolvente por debajo de su punto de ebullición TY) Mantener constante el grado de disociación del agua UI) Disminuir el número de colisiones moleculares en reacciones en fase gaseosa OP) Ninguna de las respuestas anteriores es correcta 4.22 Para aumentar la rapidez de algunas reacciones químicas, se añaden sustancias llamadas catalizadores. Una característica de los catalizadores es que: QW) Ayudan a incrementar el valor de la constante de equilibrio ER) No intervienen en la reacción, sólo ayudan a elevar la energía TY) Intervienen en la reacción pero, al final de la misma, se recuperan en su forma original UI) No intervienen en la reacción pero estabilizan el complejo activado OP) Ninguna de las respuestas anteriores es correcta. 4.23 En las disoluciones, las propiedades físicas que dependen del número y no del tipo de partículas de soluto se denominan: QW) Propiedades híbridas ER) Propiedades fundamentales TY) Propiedades coligativas UI) Propiedades intrínsecas OP) Ninguna de las anteriores 4.24 Un recipiente de acero de un litro contiene Nitrógeno, Hidrógeno y Amoníaco en equilibrio a 1000 K. Un análisis del contenido muestra que las concentraciones de cada especie son: [NH3] = 0.14 mol/L [H2] = 1.84 mol/L [N2] = 1.36 mol/L

a) Calcule el valor de Kc a 1000 K para la reacción: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) b) ¿Qué le sucedería al sistema si, una vez alcanzado el equilibrio, se agrega cierta cantidad adicional de amoníaco?

4.25 a) ¿Hacia dónde se desplaza el equilibrio en la síntesis de agua cuando se eleva la temperatura? b) ¿ Y si disminuye la presión?

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AUTOEVALUACIÓN ( ) ¿Cuál de las siguientes sales presenta un pH mayor a 7 cuando se disuelve en agua? QW) LiHSO3 ER) KHSO4 TY) KNO3 UI) NaCl OP) Na2CO3( ) ¿Cuál será el pH de una determinada solución si la concentración de iones OH- es igual a 2.10x10-3 M? QW) 2.68 ER) 11.32 TY) 2.50 UI) 11.50 OP) 11.90 ( ) ¿Cuál de las siguientes bases es la más común en la producción de fertilizantes? QW) NH3 , H2O ER) Mg(OH)3 TY) Fe(OH)2 UI) Al(OH)3 OP) KOH ( ) ¿Cuál es el pH de una solución 0.05 M de H2SO4? QW) 0.05 ER) 1.0 TY) 1.3 UI) 0.5 OP) 2.0 ( ) Si a una solución de hidróxido con fenolftaleina, se le adiciona una solución de un ácido concentrado: QW) el pH disminuye y desaparece la coloración rosada ER) el pH aumenta y desaparece la coloración rosada TY) el pH disminuye y aumenta la coloración rosada UI)) el pH aumenta y aumenta la coloración rosada OP) no es posible saberlo sin conocer el ácido ( ) Una muestra de una solución tiene un pOH de 5, la solución es: QW) Básica ER) Ácida TY) Neutra UI) Casi neutra OP) Un ácido fuerte ( ) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico se requerirá para neutralizar 50 ml de hidróxido de sodio, si la concentración de este último es de 0.6 N y la del ácido de 1.5 N? QW) 30ml ER) 20 ml TY) 300ml UI) 0.3 ml OP) 200 ml ( ) “ Cuando un sistema está en equilibrio, un cambio en las propiedades del sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto del cambio”. Este enunciado es el principio de: QW) Bohr ER) Thomson TY) Le Chatelier UI) Raoult OP) Sommerfeld ( ) ¿Qué efecto produce el aumento de presión en un sistema en equilibrio? QW) Aumenta la temperatura ER) Disminuye la temperatura TY) Aumenta el volumen UI) Disminuye el volumen OP) Hay más de una respuesta correcta ( ) ¿Cuál de los siguientes enunciados es falso? QW) Una disolución cuyo pOH es 10, es ácida ER) El pH aumenta a medida que aumenta la [H+] TY) Una disolución cuya concentración de iones [H+] sea 1x10-5 tiene un pOH igual a 9 UI) Kw= [H+] [OH-] = 1x10-14 y pH + pOH = 14 OP) Todas son verdaderas ( ) La energía mínima que deben tener las moléculas para que se produzca una reacción recibe el nombre de: QW) Energía de activación ER) Energía cinética TY) Energía mecánica UI) Energía potencial OP) Energía crítica

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( ) El cambio en una unidad de pH significa un aumento o disminución de la concentración de iones H+ en un factor de: QW) Cien ER) Mil TY) Diez mil UI) Diez OP) Dos Relacione las columnas de las definiciones de ácido ( y su correspondiente base) con el nombre de sus postuladores: POSTULADORES ÁCIDO BASE QW) Brönsted- Lowry ( ) Sustancia que Sustancia que contiene ER) Lewis contiene H y produce hidroxilo y produce TY) Arrhenius iones H+ en solución iones OH- en solución acuosa acuosa ( ) Donador de Aceptor de protones (H+) protones (H+) ( ) Cualquier especie Cualquier especie que que se enlace a un par tenga un par de electrones de electrones no compar- no compartidos ( donador -tidos (receptor de de electrones) electrones) ( ) Una clara de huevo fresco común tiene un pH de 7.8. Esto corresponde a : QW) [H3O+] = 8.0x10-7 y [OH-] = 1.3x10-8

ER) [H3O+] = 7.0x10-8 y [OH-] = 1.4x10-7

TY) [H3O+] = 8.5x10-7 y [OH-] = 5.5x10-7

UI) [H3O+] = 3.0x10-8 y [OH-] = 3.3x10-7

OP) [H3O+] = 1.6x10-8 y [OH-] = 6.3x10-7

( ) Calcule el pH aproximado de una solución acuosa preparada al añadir 0.0150 moles de HCl a 1 litro de HA 0.0010 M (Ka = 9x10-6) QW) 0.82 ER) 1.18 TY) 1.82 UI) 2.18 OP) 10-3

( ) ¿Que se entiende por calor de reacción? QW) El calor que absorben los compuestos al pasar de líquido a sólido ER) La cantidad de energía necesaria para cambiar la estructura cristalina TY) Es la cantidad de energía que se obtiene al romperse el átomo UI) Es el calor que se genera al disolverse la materia en un solvente OP) Ninguna de las anteriores ( ) De los siguientes sistemas ¿Cuál es el heterogéneo? QW) N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g) ER) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) TY) 2N2O(g) → 2N2(g) + O2(g) UI) Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s)( ) ¿Cómo se llama la reacción que al efectuarse desprende calor? QW) Reacción exotérmica ER) Reacción endotérmica TY) Reacción reversible UI) Reacción irreversible OP) Reacción catalítica

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EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS 1.- Realice una investigación sobre las causas de la lluvia ácida y las formas de eliminarla. 2.- Investigue cuál es el proceso para fabricar azufre a partir de H2S. Consulte un libro de química inorgánica. 3.- Algunos de los derivados de la hidrazina se emplean como reguladores del crecimiento de las plantas. Si desea aumentar sus conocimientos sobre este tema consulte un pequeño libro publicado por CONACYT: Los reguladores de las plantas y los insectos. 4.- Las sales de los ácidos propiónico y sórbico también se usan como preservativos alimenticios. Investigue sus fórmulas y los alimentos en los que se emplean. 5.- Algunos de los indicadores ácido- base más comunes son el naranja de metilo, el azul de timol y el rojo de cresol. Investigue sus formulas estructurales, así como el intervalo de pH en el que cambian de color. 6.- Investigue la razón por que la metilamina (CH3NH2), es una base un millón de veces más fuerte que la fenilamina (C6H5 NH2). 7.- La eficacia de los antisépticos se mide en unidades arbitrarias de “coeficiente de fenol”. Investigue en que consiste. 8.- El cresol es un mejor antiséptico que el fenol, y mucho menos corrosivo, por lo que se utiliza actualmente en los jabones de los hospitales. Investigue la fórmula del cresol. 9.- ¿Qué es el pH de una solución? 10.- ¿Cuál es la fórmula para calcular el pH?. Anote la escala y sus valores 11.- Escriba 3 ejemplos de soluciones ácidas y dé un uso cotidiano 12.- Escriba 3 ejemplos de soluciones básicas y dé un uso cotidiano 13.- ¿Qué pH tiene el agua destilada? 14.- ¿Cuáles son los métodos para medir el pH? 15.- Escriba la fórmula del pOH. 16.- Escriba la ecuación de la constante de equilibrio del H2O 17.- Explique la diferencia entre ionización y disociación. 18.- ¿Cuál es el valor de la constante de ionización del agua? 19.- Defina los conceptos ácido- base de acuerdo con las teorías de Arrhenius y Brönsted 20.- Investigue los usos del pH en algunos procesos industriales. 21.- ¿Qué es un indicador en química y para que se usa? 22.- Para la reacción: H2(g) + 1/2S2(g) ↔ H2S(g) la constante de equilibrio Kc es 971 (mol/L)-1/2 a 750oC. Si en un recipiente de 5 L se tienen 2.12 mol de H2S(g) y 0.014 mol de H2(g) en equilibrio , calcula el número de moles de S2(g) presentes. 23.- En la industria, el etileno se obtiene por deshidrogenación catalítica del etano: C2H6(g) ↔ C2H4(g) + H2(g) ¿Qué efecto tiene el aumento de presión sobre el equilibrio en esta reacción? 24.- a) El Cloruro de Plata, AgCl, es muy poco soluble en agua. Su Kps = 1.8x10-10 mol2/L2 .Calcule la concentración del ión Plata en equilibrio cuando se satura un litro de agua con esta sal.

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b) ¿Qué sucedería con la concentración de ión Plata si agregas un mol de NaCl (muy soluble) en ese mismo litro? (Sugerencia: la concentración de cloruro habrá aumentado, pero la constante del producto de solubilidad del AgCl debe ser la misma 25.- El sulfato de Bario (BaSO4) es una sal muy poco soluble en agua, con Kps = 1.3x10-10

mol2/L2, se utiliza comúnmente en la investigación radiográfica del tracto intestinal. El ión Bario es tóxico.

a) Calcule su concentración en la fase acuosa de una pasta radiográfica da BaSO4. b) Si un paciente es alérgico al ión Bario ¿Cuál de las siguientes acciones se te ocurriría

emprender para disminuir la concentración del ión?. Explique su respuesta y diga por qué no escogería los otros procedimientos, la reacción es endotérmica:

BaSO4(s) ↔ Ba+2(ac) + SO4

-2(ac)

• Calentar la pasta y dársela al paciente • Añadir ácido sulfúrico hasta que [H+] sea 1 molar • Añadir más BaSO4 sólido • Reducir la cantidad de disolución mediante filtrado • Añadir Na2SO4 hasta que [Na+] = 0.2 M

26.- Cuando de sirve sidra en un vaso frío, casi no se pierde el CO2 disuelto, pero si el vaso esta caliente, inmediatamente salen burbujas. De este hecho, deduce el proceso líquido + gas → disolución ¿es endotérmico o exotérmico? 27.- Realice una investigación sobre los catalizadores empleados en la obtención de algún polímero comercial. 28.- Mencione cuatro propiedades generales de las soluciones ácidas 29.- Mencione cuatro propiedades generales de las soluciones básicas. 30.- ¿A qué ión se deben las propiedades de las soluciones ácidas (acuosas)? 31.- ¿A qué ión se deben las propiedades de las soluciones básicas (acuosas)? 32.- Escriba la fórmula y el nombre de dos ácidos fuertes y dos ácidos débiles. 33.- Escriba la fórmula y el nombre de dos bases fuertes y dos bases débiles. 34.- Tanto los ácidos fuertes como los ácidos débiles tienen propiedades características de los iones hidronio ¿cuál es la diferencia entre los ácidos fuertes y los débiles? 35.- Proporcione una definición general de los ácidos. Escriba una ecuación que ilustre su definición. 36.- ¿Cuál es el significado del protón en cuanto a su uso en la química de ácidos y bases? ¿En qué difiere del protón de la química nuclear? 37.- ¿En que difiere una marca comercial de amoníaco para uso doméstico de otra? 38.- Describa la neutralización de un ácido o una base 39.- Describa el sabor y el efecto sobre el tornasol de una solución que ha sido neutralizada 40.- El hidróxido de Magnesio es totalmente iónico, incluso en estado sólido; no obstante, se puede ingerir como antiácido. Explica por qué no causa lesiones como lo haría el hidróxido de Sodio. 41.- ¿Por qué toman antiácidos las personas? 42.- Mencione algunos de los ingredientes activos de los antiácidos. 43.- ¿Qué es la alcalosis?

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44.- Para cada uno de los valores de pH siguientes, indique si representa una solución ácida, básica o neutra. a) 4 b) 7 c) 3.5 d) 9 45.- El jugo de limón tiene un pH de alrededor de 2. Indique si es ácido o básico. 46.- ¿Qué es el amoníaco acuoso?¿Por qué se le llama a veces hidróxido de amonio? 47.- ¿Cuál es el producto químico principal en la industria de los Estados Unidos? 48.- ¿Qué efecto tienen los ácidos fuertes sobre las prendas de ropa? 49.- ¿Qué efectos tienen los ácidos fuertes y las bases fuertes sobre la piel? 50.- Con base en las definiciones de “ácido” y “base”, identifique el primer compuesto de cada ecuación como ácido o base. (Sugerencia: ¿Qué produce la reacción?) a) C5H5 + H2O → C5H5NH+ + OH-

b) C6H5OH + H2O → C6H5O- + H3O+

c) CH3COCOOH + H2O → CH3COCOO- + H3O+

51.- Con base en las definiciones de “ácido” y “base”, identifique el primer compuesto de cada ecuación como ácido o base.

a) C6H5SH + H2O → C6H5S- + H3O+ b) CH3NH2 + H2O → CH3NH3

+ + OH- c) C6H5SO2NH2 + H2O → C6H5SO2NH- + H3O+

52.- Escriba la ecuación que muestra la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso con agua para formar iones ¿Cómo se llama el ácido que se forma? 53.- Escriba la ecuación que muestra cómo actúa como base el amoníaco en agua. 54.- El hidróxido de cesio (CsOH) es iónico en estado sólido y muy soluble en agua. Clasifique este compuesto como ácido fuerte, ácido débil, base débil o base fuerte. 55.- El yoduro de hidrógeno (HI) reacciona totalmente con agua para formar iones hidronio y iones yoduro. Clasifique este compuesto como ácido fuerte, ácido débil, base débil o base fuerte. 56.- El sulfuro de hidrógeno (H2S) gaseoso reacciona ligeramente con el agua para formar relativamente pocos iones hidronio y iones sulfuro de ácido (HS-). Clasifique este compuesto como ácido fuerte, ácido débil, base débil o base fuerte. 57.- La metilamina (CH3NH2) gaseosa reacciona ligeramente con el agua para formar relativamente pocos iones hidróxido y iones metilamonio (CH3NH3

+). Clasifique este compuesto como ácido fuerte, ácido débil, base débil o base fuerte. 58.- ¿Cuál es el pH de una solución cuya concentración de iones hidronio es de 1.0x10-3M? 59.- ¿Cuál es el pH de una solución cuya concentración de iones hidronio es de 1.0x10-10M? 60.- ¿Cuál es el pH de una solución de KOH 0.001 M que tiene un pOH de 3? 61.- ¿Cuál es el pH de una solución de NaOH 0.01 M con una concentración de iones hidróxido de 1x10-10M? 62.- ¿Cuál es la concentración de iones hidronio de una solución cuyo pH es de 11? 63.- ¿Cuál es la concentración de iones hidróxido de una solución cuyo pOH es de 6? 64.- ¿Cuál es la concentración de iones hidróxido de una solución cuyo pOH es de 13? 65.- Examine las etiquetas de al menos cinco preparaciones antiácidas. Haga una lista de los ingredientes de cada una. Busque las propiedades (usos medicinales, efectos colaterales, toxicidad etc) de cada ingrediente en un libro de referencia como The Merck Index. 66.- Examine las etiquetas de al menos cinco limpiadores de sanitarios y cinco limpiadores para desagüe; haga una lista de los ingredientes de cada uno. Busque la fórmula y las propiedades de cada ingrediente en un libro de referencia como The Merck Index ¿Cuáles ingredientes son ácidos? ¿Cuáles son bases?

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