1

Es el estudio de la composición, estructura y propiedades de las sustancias materiales, de sus interacciones y de los efectos producidos sobre ellas al añadir o extraer energía en cualquiera de sus formas. Es una ciencia que se encarga de estudiar la estructura interna, propiedades y combinaciones de la materia. Desde tiempos remotos, los seres humanos han observado la transformación de las sustancias (carne cocinándose, madera quemándose, hielo derritiéndose, etc.) y han especulado sobre sus causas. Siguiendo la historia de esas observaciones y especulaciones, se puede reconstruir la evolución gradual de las ideas y conceptos que han culminado en la química moderna.

RAMAS DE LA QUÍMICA

1. QUÍMICA GENERAL

Estudia todo el campo de la química, pero en forma simplificada. 2. QUÍMICA DESCRIPTIVA

Se encarga de estudiar a cada uno de los elementos químicos y sus diversas combinaciones. Se divide en:

A) Química Inorgánica:

Estudia a todos los elementos químicos con excepción del átomo de carbono. B)Química Orgánica:

Estudia exclusivamente al átomo de carbono y sus combinaciones.

3. QUÍMICA ANALÍTICA

Se encarga de dar a conocer los principios y métodos técnicos de análisis, químicos, tiene como objeto la determinación de la composición química de las sustancias o de sus mezclas, se divide en:

A) QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA

Consiste en la identificación de los diversos elementos e iones que entran en la composición de la sustancia. B) QUÍMICA ANALÍTICA CUANTITATIVA

Consiste en determinar la cantidad de cada elemento o ión que entra en la composición de la sustancia.

4. BIOQUÍMICA

Estudia las reacciones que ocurren en un organismo vivo, además su composición y materiales que conforman.

Es todo objeto o material que ocupa un lugar en el espacio, es sensible a nuestros sentidos y sobre todo tiene magnitud.

a) Propiedades Físicas: Son

aquellos que nos permiten descubrir el aspecto de un objeto. Ejemplo: Dureza, color, etc. b) Propiedades Químicas: Se

refiere a la capacidad que tienen los objetos para cambiar su identidad básica. Ejemplo: Oxidación del cobre, la combustión de la gasolina, etc. c) Cambio Físico: Es cuando el

material no sufre cambios

QUÍMICA

MATERIA

2

estructurales, ósea sólo cambia su aspecto físico. Ejemplo: La evaporación del agua, un pedazo de cobre se puede convertir hasta una plancha delgada, etc. d) Cambio Químico: Se refiere a

los cambios estructurales que sufren los materiales de tal manera que se obtiene materiales completamente diferentes a las iniciales. Ejemplo: Oxidación del hierro.

ESTRUCTURA DE LA MATERIA

La materia es divisible en partículas, subatómicas, lo cual se logra por: Medios mecánicos (a), Físicos (b), Químicos (c), Magnéticos o nucleares (d). (a) (b)

(c) (d)

1) Cuerpo: Es una porción limitada

de la materia, es decir una porción que posee fronteras, de tal manera que tiene propiedades definidas

como color, tamaño, forma, densidad, viscosidad, etc. Ejemplo: Una tiza. 2) Partícula: Es la mínima parte de la

división de la materia que se obtiene por medios mecánicos como: trituración, pulverización, martillado. Ejemplo: Azúcar impalpable, harina fina, etc. 3) Molécula: Es la mínima parte de la

división de la materia que se obtiene por medios físicos como disolución, ebullición, etc. 4) Átomo: Se trata de la mínima porción

de la materia que se obtiene por medios químicos, o sea a través de reacciones químicas.

CLASES DE MATERIA

Materia Homogénea

Es aquella que presenta las mismas propiedades en cualesquier parte de ella. Son cuerpos que tienen propiedades constantes y su composición es uniforme en cualesquiera de sus partes, algunos lo conocen como sustancias impuras, soluciones. Ejemplo: Aire, licor, ácido muriático, formol, etc. SUSTANCIA

Es aquel cuerpo que posee propiedades idénticas en cualquiera de sus partes, para no confundirlo con una mezcla homogénea podemos indicar que la sustancia está constituido por molécula idénticas, ejm. Helio, Oxigeno, Agua, Amoniaco, oxido de hierro (III), etc. Las sustancias a su vez se clasifican en simples y compuestas: Sustancia simple

Son aquellas que no pueden reducirse a materiales más simples por

3

medios físicos o químicos, podemos indicar que las moléculas están formadas por átomos iguales. Ejemplo: Ne, Ar, etc. Sustancia compuesta

Se trata de sustancias que se obtiene por combinación de dos o más elementos diferentes, es decir que sus moléculas están formadas por átomos diferentes. Ejemplo: NaOH, CaSO4, etc.

MEZCLA

Es la unión de dos o más sustancias en cantidades variables de tal manera que conservan sus propiedades iniciales, las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Materia Heterogénea:

Son cuerpos que tienen regiones físicamente discernibles, en este caso las propiedades varían de acuerdo a cada región. Ejemplo: Agua con Hg, agua con aceite, etc. PROCEDIMIENTOS FISICOS DE SEPARACION DE MEZCLAS

Los componentes de una mezcla pueden ser separados por: · Filtración: Separa un componente

sólido de un líquido.

· Decantación: Separa uno o más

componentes líquidos inmiscibles o

insolubles.

· Evaporación: Evapora líquidos

mezclados con sólidos.

· Destilación: Separa uno o más

componentes líquidos miscibles de

una mezcla, por diferencia en sus

puntos de ebullición.

· Centrifugación: Separa un líquido de

un sólido en cantidades pequeñas, las

cuales pueden ser manejadas en tubos

de ensayo. Ejemplo: Centrifugación de

la Sangre.

PROPIEDADES DE LA MATERIA

1) PROPIEDADES GENERALES O

EXTENSIVAS

Son las que dependen de la masa del

cuerpo, y la poseen todos los tipos de

materia, tenemos:

a) Extensión: Propiedad de los

cuerpos que les permite ocupar un

determinado lugar en el espacio.

b) Impenetrabilidad: Indica que dos

o más cuerpos no pueden ocupar

simultáneamente un mismo lugar en

el espacio.

c) Inercia: Es cuando los cuerpos

ofrecen resistencia a ser cambiados

de lugar o del estado de reposo o

movimiento uniforme.

d) Peso: Es la fuerza con la cual un

cuerpo es atraído por otro por la

acción de la gravedad. No se debe

confundir la masa con el peso, pues

la masa es la cantidad de materia.

p = peso del cuerpo

m = masa del cuerpo

g = aceleración de la gravedad.

e) Porosidad: Todo cuerpo presenta

espacios intermoleculares e

interatómicos.

P = mg

4

2) PROPIEDADES ESPECÍFICAS O

INTENSIVAS

Son las que no dependen de la masa

del cuerpo. Tenemos:

a) Tenacidad: Exclusiva de los

sólidos y se define como la

resistencia de los cuerpos a ser

rotos.

b) Maleabilidad: Es la propiedad

por la cual los sólidos pueden

convertirse fácilmente en láminas

delgadas.

c) Ductibilidad: Facilidad con

que un sólido puede estirarse en

hilos.

d) Elasticidad: Propiedad de los

sólidos de recuperar su forma original una vez que desaparece la fuerza que inicialmente la estaba deformando. e) Expansibilidad: Propiedad de los

gases de ocupar todo el volumen del recipiente que contiene. f) Compresibilidad: Es una

propiedad de los gases de tener poca resistencia a la reducción g) Viscosidad: Es la resistencia que

oponen los líquidos y los gases (fluidos) al movimiento de los cuerpos en su interior.

ESTADOS DE LA MATERIA

CAMBIO DE ESTADO NOMBRE EJEMPLOS

Sólido Líquido Fusión Fusión de la nieve o el hielo

Sólido Gas Sublimación Sublimación de nieve carbónica

Líquido Sólido Solidificación Congelación

Congelación del agua o solidificación de un metal fundido

Líquido Gas Vaporización Evaporación

Evaporación del agua

Gas Líquido

Licuefacción Condensación Licuación

Formación de rocío o licuefacción de dióxido de carbono

Gas Sólido

Condensación, Sublimación inversa

Formación de escarcha y nieve

5

La mayoría de las sustancias son sólidas a temperaturas bajas, líquidas a temperaturas medias y gaseosas a temperaturas altas, pero los estados no siempre están claramente diferenciados. La temperatura en la que una sustancia pasa del estado sólido al líquido se denomina punto de fusión, y la temperatura a la que pasa del estado líquido al gaseoso punto de ebullición . El rango de temperaturas de los puntos de fusión y ebullición es muy amplio. El helio permanece en estado gaseoso por encima de -269 ºC y el wolframio, hasta aproximadamente 3.370 ºC, es un sólido. Por lo tanto, estado es aquel punto donde se definen las propiedades físicas y químicas de la materia, y son los siguientes: 1. ESTADO SÓLIDO

- Tienen volumen y forma definida.

- Las fuerzas de cohesión o adhesión intermolecular son mayores que las fuerzas de repulsión. 2. ESTADO LÍQUIDO

- Estado intermedio entre el sólido y el gaseoso. -Tienen volumen definido y forma indefinida, adquieren la forma del recipiente que los aloja. - Las fuerzas de cohesión y repulsión se equilibran. 3. ESTADO GASEOSO

- Las fuerzas de repulsión son mayores que las de cohesión (mov. Molecular caótico). - No tienen forma ni volumen definidos. 4. ESTADO PLASMÁTICO

-Estado de alto contenido energético y existe a miles de grados centígrados (Aprox. 5 000 ºC).

6

- El plasma es una mezcla de átomos ionizados, electrones libres y algunos átomos neutros, existe en el interior de las estrellas. - Existen fuerzas de Coulomb entre las partículas cargas del plasma. - Es el estado que más abunda en el universo (99%). - El Sol se encuentra en estado de plasma.

TEORÍAS ATÓMICAS

PRIMERAS IDEAS ACERCA DEL ÁTOMO Leucipo y Demócrito (460-370a.C.)

Filósofos griegos quienes postularon que los cuerpos están constituídos por partículas diminutas e indivisibles denominadas átomos palabra de orígen griego (a=sin, tomo=división). Demócrito postulaba también que los átomos estaban en movimiento constante, que se combinan de diferentes maneras y se diferencian entre sí en forma en forma y disposición. Aristóteles (384-322 d.C.)

Negó la propuesta de Demócrito y Leucipo, indicando que la base del mundo material existía sólo en potencia, hasta que se le daba la forma. Postulaba que la materia era continua y que está formada por cuatro elementos : aire, tierra, agua y fuego.

MODELOS ATÓMICOS

PRIMERA TEORÍA ATÓMICA: JOHN DALTON (1805)

Sobre la base de los trabajos realizados por Lavoisier, Proust y Boyle. Dalton propone su teoría con los siguientes postulados, algunos de los cuales en la actualidad, han perdido validez.

1º La materia está constituida por partículas elementales denominadas átomos y se caracterizan por ser indestructibles, indivisibles e impenetrables. 2º Los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo peso pero difieren en el peso de los átomos de otros elementos. 3º Los diferentes compuestos están formados por átomos combinados en proporciones definidas, estos se combinan en múltiplos aritméticos sencillos. 4º Por más violenta que sea la reacción química u otro tipo de fuerza, el átomo permanece indestructible, indivisible e impenetrable.

John Dalton (1 766 – 1 844)

(Eaglesfield, Gran Bretaña, 1766-Manchester, 1844) Químico y físico británico. En 1822 fue elegido miembro de la Royal Society, y, en 1830, miembro de la Academia de Ciencias de París. Sus primeros trabajos versaron sobre meteorología, y aparecieron en 1793 bajo el título Observaciones y ensayos meteorológicos. En 1794 publicó Hechos extraordinarios relativos a la visión de los colores, donde se señala

7

por primera vez la alteración conocida como daltonismo, que él mismo padecía. En 1803 dio a conocer la ley de las presiones parciales. De singular importancia fue su posterior enunciado de la ley de las proporciones múltiples, que rige las reacciones químicas. En su obra fundamental, Nuevo sistema de filosofía química (1808), expuso de forma cualitativa y cuantitativa una teoría cinética de los gases y de las leyes ponderales de la química. Rayos catódicos: En laboratorio se

diseño un instrumento que permitió analizar la naturaleza eléctrica de los gases, el tubo de vacío o tubo de CROOKES. TUBO DE CROOKES O TUBO DE RAYOS CATÓDICOS

Dispositivo que genera un haz de electrones de alta velocidad, inventado por el físico y químico británico sir William Crookes. Está hecho de vidrio y contiene aire o gas a baja presión (alrededor de 1/10.000 de la presión atmosférica normal). Cuando se crea una diferencia de potencial elevada entre los electrodos situados en un extremo del tubo, se genera una incandescencia verde o dorada en el otro extremo del cristal, donde se encuentra el ánodo. La incandescencia la producen los haces de electrones al golpear el cristal, conocidos como rayos catódicos. Se suele utilizar un tipo de tubo de Crookes provisto de una placa metálica entre el cátodo y la pantalla para demostrar las propiedades de los electrones. La placa crea una sombra con su forma en la incandescencia, lo que indica que los electrones, al igual que la luz, viajan en línea recta. La forma del cátodo permite dirigir y concentrar los electrones en el lugar deseado. Los primeros aparatos de

rayos X eran tubos de Crookes donde los electrones se enfocaban a un anticátodo metálico para producir los rayos.

DIAGRAMA DE UN TUBO DE CROOKES

MODELO REAL

Al someter los gases a bajas presiones y elevados voltajes, se convierten en conductores eléctricos. Cuando la presión llega casi a un vacío la luminosidad entre los electrodos invade todo el tubo, y sucede una luminiscencia azulada que procede del átomo. A esta luminiscencia se le denominó rayos catódicos. Propiedades:

-Los rayos catódicos salen en forma perpendicular del cáto-do y se propagan en línea recta. - Los rayos catódicos están formados por partículas y poseen energía mecánica. - Los rayos catódicos poseen carga eléctrica negativa

Cátodo (-)

Bomba de vacío

Ánodo (+)

Portaobjetos

Ánodo (+)

Cátodo (-)

Tubo de Crookes(Tubo de rayos catódicos)

8

DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN

J.J. Thompson demostró que los rayos catódicos tienen carga eléctrica negativa, lo que le permitió descubrir el electrón (1897). Esto es, los rayos catódicos son un flujo de electrones que salen del cátodo que salen del cátodo y se dirigen al ánodo. Thompson logró evaluar la relación entre carga /masa del electrón: Años más tarde, 1908, ROBERT MILLIKAN, con el experimento de la gota de aceite probó que las cargas eléctricas son múltiplos de una unidad elemental definida, determinó dicha carga elemental, de donde además se puede obtener la masa del electrón:

e- = 1,6.10-19 Coulomb

M = 9,11.10-28 g

Robert A. Millikan (1 868 – 1 953)

Físico estadounidense galardonado con el Premio Nóbel de Física en 1923. Realizó una serie de experimentos que le permitieron determinar la carga eléctrica de un electrón. Conocido por su trabajo en física atómica. Millikan nació en Morrison (Illinois) y estudió en las universidades de Columbia, Berlín y Gotinga. Se incorporó al cuerpo docente de la Universidad deChicago en 1896, y en 1910 fue profesor de física. Abandonó la universidad en 1921 al convertirse en director del laboratorio Norman

Bridge de física en el Instituto de Tecnología de California. En 1923 le fue concedido el Premio Nobel de Física por los experimentos que le permitieron medir la carga de un electrón, comprobando que la carga eléctrica solamente existe como múltiplo de esa carga elemental. Otras aportaciones de Millikan a la ciencia son una importante investigación de los rayos cósmicos (como él los denominó) y los rayos X, y la determinación experimental de la constante de Planck. Escribió estudios técnicos y diversos libros sobre la relación entre la ciencia y la religión. MODELO ATÓMICO DE THOMPSON

Fue el primer modelo del átomo que se logra establecer sobre la base del descubrimiento del electrón. El átomo es una esfera de electricidad positiva, en la cual sus electrones están incrustados como pasas en un pastel. Cada átomo tiene un número diferente de electrones.

- --

---

-

-- -Electrón

incrustado

Masa deCarga (+)

Se cumple que:

Carga eléctrica (+) = carga (-) Esfera electrones

9

Joseph John Thompson (1 856 – 1 940)

(Cheetham Hill, Reino Unido, 1856-Cambridge, id., 1940) Físico británico. Discípulo de J. C. Maxwell, fue profesor de física experimental en el Trinity College de Cambridge (1884-1918) y director del Laboratorio Cavendish. Teórico y habilísimo experimentador, estudió a fondo los rayos catódicos. Después de haber demostrado claramente su naturaleza corpuscular, Thomson demostró, así mismo que tales partículas están cargadas negativamente y que son el constituyente común de cualquier tipo de materia, o sea, que se trata de electrones; cuantificó después directamente su energía y, en 1897, con un célebre experimento, determinó la relación entre su carga y su masa. Al año siguiente, cuantificó también su carga, que demostró que era igual a la de los iones hidrógeno pero de signo opuesto. Durante estas investigaciones elaboró una técnica experimental que condujo después al descubrimiento de los isótopos. Sobre la base de estos resultados propuso, en 1904, un modelo atómico que, aunque logró explicar muchos de los fenómenos entonces conocidos y, sobre todo, la estabilidad del átomo desde el punto de vista de la mecánica clásica, no estuvo en concordancia con las nuevas investigaciones en el campo de la radiactividad y, en particular, con el descubrimiento de la

difusión de los rayos alfa. Obtuvo el Premio Nobel de Física (1906) y fue presidente de la Royal Society (1916).

MODELO DE ERNEST

RUTHERFORD (1911)

El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicos profundizar en el átomo, que según se vio consistía principalmente en espacio vacío. En el centro de ese espacio se encuentra el núcleo, que sólo mide, aproximadamente, una diezmilésima parte del diámetro del átomo. Rutherford dedujo que la masa del átomo está concentrada en su núcleo. También postuló que los electrones, de los que ya se sabía que formaban parte del átomo, se movían en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga eléctrica positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la carga del núcleo, por lo que el estado eléctrico normal del átomo es neutro. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

Del experimento se observó :

- Pocas partículas son desviadas, la mayoría atraviesa la lámina. EXPLICACIÓN DE RUTHERFORD

Bloque de Pb

Radio Emisor

de Partículas Pantalla Fluorescente

de ZnS (Sulfuro de Zinc)

Lámina delgada de Au

Desviaciones

10

Conclusiones:

- Hay una zona muy pequeña de carga positiva, llamada núcleo. - Los electrones se hallan a gran distancia del núcleo y se encuentran en órbita alrededor de él. - El modelo de Thompson es incorrecto, no se esperaban tan grandes desviaciones sobre la base del modelo del budín con pasas. Limitaciones del modelo atómico de Rutherford:

De acuerdo con las leyes de la Física clásica cuando el electrón gira alrededor de un centro de potente atracción debe irradiar luz u otra clase de energía, en el modelo de Rutherford el electrón caería en espiral sobre el núcleo al irradiar toda su energía. Movimiento espiral del electrón hasta caer sobre el núcleo.

Ernest Rutherford (1 871 – 1 937)

El físico británico Ernest Rutherford, fue uno de los pioneros de la física nuclear por sus investigaciones experimentales y su desarrollo de la teoría nuclear y la estructura atómica. Rutherford afirmó que un átomo está constituido en gran medida por espacio vacío, con un núcleo de carga positiva en el centro, en torno al cual orbitan los electrones, cargados negativamente. Obtuvo el, premio Nobel de Química en 1908 por su trabajo en física nuclear y por su teoría de la estructura del átomo. Nació el 30 de agosto de 1871, en Nelson, Nueva Zelanda y estudió en la Universidad de Nueva Zelanda y en la de Cambridge. Fue profesor de física en la Universidad McGill de Montreal, Canadá, desde 1898 a 1907 y en la de Manchester, en Inglaterra, durante los 12 años siguientes. A partir de 1919 ejerció como profesor de física experimental y director del Laboratorio Cavendish en la Universidad de Cambridge y también mantuvo una cátedra, a partir de 1920, en la Institución Real de Gran Bretaña en Londres. Rutherford fue uno de los primeros y más importantes investigadores en física nuclear. Poco después del descubrimiento de la radiactividad en 1896 por el físico francés Antoine Henri Becquerel, Rutherford identificó

Átomos de Oro

De

sviacione

sRa

yos

Alfa

PARTICULA ALFA Partícula nuclear de carga positiva, de

símbolo “ ” , y que está formada por dos protones unidos a dos neutrones. Se emiten espontáneamente en algunos tipos de desintegración radiactiva. Corresponden a átomos de helio 4 totalmente ionizados.

e Emite energía

+

11

los tres componentes principales de la radiación y los denominó rayos alfa, beta y gamma. También demostró que las partículas alfa son núcleos de helio. Su estudio de la radiación le llevó a formular una teoría de la estructura atómica que fue la primera en describir el átomo como un núcleo denso alrededor del cual giran los electrones. En 1919 Rutherford dirigió un importante experimento en física nuclear cuando bombardeó nitrógeno con partículas alfa y obtuvo átomos de un isótopo de oxígeno y protones. Esta transmutación de nitrógeno en oxígeno fue la primera que produjo una reacción nuclear de forma artificial. Inspiró la investigación de los científicos posteriores sobre otras transformaciones nucleares y sobre la naturaleza y las propiedades de la radiación. Rutherford y el físico británico Frederick Soddy desarrollaron la explicación de la radiactividad que todavía aceptan los científicos actuales. Rutherford fue elegido miembro de la Sociedad Real en 1903 y ejerció como presidente de esta institución desde 1925 a 1930. En 1908 fue galardonado con el Premio Nobel de Química y recibió el título de sir en 1914. Murió en Londres el 19 de octubre de 1937 y fue enterrado en la Abadía de Westminster. Entre sus escritos se encuentran: Radioactivity (Radiactividad, 1904); Radiations from Radioactive Substances (Radiaciones de las sustancias radiactivas, 1930), que redactó con los físicos James Chadwick y Charles Drummond Ellis y que se ha convertido en un texto clásico, y The Newer Alchemy (La Nueva alquimia, 1937). Radiaciones electromagnéticas

Son formas de energía que no requieren un medio sustancial para

propagarse. Se transmiten en movimiento ondulatorio. Éstas están formadas por ondas eléctricas y magnéticas unidas perpendicularmente.

B: Campo magnético; E: Campo eléctrico y V: velocidad ELEMENTOS DE UNA LONGITUD DE ONDA

FÍSICA CUÁNTICA

Rama de la física que estudia el comportamiento de las partículas teniendo en cuenta su dualidad onda-corpúsculo. Esta dualidad es el principio fundamental de la teoría cuántica; el físico alemán Max Planck fue quien estableció las bases de esta teoría física al postular que la materia sólo puede emitir o absorber energía

E

B

V

Onda eléctrica

Onda magnética

Nodo

Cresta

Eje Nodal

Longitud de onda

Valle

12

en pequeñas unidades llamadas cuantos.

Max Karl Ernst Ludwing

PlancK (1 858 – 1

947)

Físico alemán, premiado con el Nóbel, considerado el creador de la teoría cuántica. Planck nació en Kiel el 23 de abril de 1858 y estudió en las universidades de Munich y Berlín. Fue nombrado profesor de física en la Universidad de Kiel en 1885, y desde 1889 hasta 1928 ocupó el mismo cargo en la Universidad de Berlín. En 1900 Planck formuló que la energía se irradia en unidades pequeñas separadas denominadas cuantos. Avanzando en el desarrollo de esta teoría, descubrió una constante de naturaleza universal que se conoce como la constante de Planck. La ley de Planck establece que la energía de cada cuanto es igual a la frecuencia de la radiación multiplicada por la constante universal. Sus descubrimientos, sin embargo, no invalidaron la teoría de que la radiación se propagaba por ondas. Los físicos en la actualidad creen que la radiación electromagnética combina las propiedades de las ondas y de las partículas. Los descubrimientos de Planck, que fueron verificados posteriormente por otros científicos, fueron el nacimiento de un campo totalmente nuevo de la física, conocido como mecánica cuántica y proporcionaron los cimientos para la investigación en campos como el de la energía atómica. Reconoció en 1905 la importancia de las ideas sobre la cuantificación de la radiación

electromagnética expuestas por Albert Einstein, con quien colaboró a lo largo de su carrera. Planck recibió muchos premios por este trabajo, especialmente, el Premio Nóbel de Física, en 1918. En 1930 Planck fue elegido presidente de la Sociedad Kaiser Guillermo para el Progreso de la Ciencia, la principal asociación de científicos alemanes, que después se llamó Sociedad Max Planck. Sus críticas abiertas al régimen nazi que había llegado al poder en Alemania en 1933 le forzaron a abandonar la Sociedad, de la que volvió a ser su presidente al acabar la II Guerra Mundial. Murió en Gotinga el 4 de octubre de 1947.

TEORÍA CUÁNTICA

Max Planck observó en forma experimental que la energía se transmite en forma discontinua, formando paquetes discretos de energía llamados cuantos o fotones. Fotón:

Cantidad mínima de energía de la luz u otra radiación electromagnética. Planck y Albert Einstein obtuvieron el Premio Nóbel de Física por su descubrimiento de que la luz, muchas veces se comporta como una onda y a veces se comporta como si estuviera compuesta por un haz de pequeñas partículas o cuantos de energía. La energía E de un fotón se expresa mediante la ecuación E = h u, donde h es una constante universal (la constante de Planck) y u es la frecuencia (número de oscilaciones por segundo) de la luz. El espectro electromagnético

Es la distribución ordenada por longitudes de onda que puede observarse directamente mediante un espectroscopio.

13

Al hacer pasar un haz de luz a través de un prisma de vidrio; se observa sobre una pantalla colocada en el otro extremo una banda coloreada conteniendo los colores del arco iris. A ese fenómeno se le conoce como DIFRACCIÓN de la luz y se dice que se ha producido un espectro continuo de luz. Difracción e interferencia de la luz

Cuando la luz pasa a través de una rendija cuyo tamaño es próximo a la longitud de onda de la luz, ésta se difracta, se produce un cambio en la forma de la onda. Cuando la luz pasa a través de dos rendijas, las ondas procedentes de una rendija interfieren con las ondas que vienen de la otra. La interferencia constructiva tiene lugar cuando las ondas llegan en fase, es decir, cuando las crestas (o los valles) de una onda coinciden con las crestas (o los valles) de la otra onda, formando una onda con una cresta (o un valle) mayor. La interferencia destructiva se produce cuando las ondas llegan en oposición de fase, es decir, cuando la cresta de una onda coincide con el valle de la otra onda, cancelándose mutuamente para producir una onda más pequeña o no producir onda alguna. EFECTO FOTOELÉCTRICO

Albert Einstein en 1905 señaló que el efecto fotoeléctrico se da cuando en el vacío una superficie metálica es irradiada por la luz monocromática y como consecuencia esta superficie pierde electrones. Ejemplo Ilustrativo

CÉLULA FOTOELÉCTRICA

MODELO ATOMICO DE BOHR Postulados de Bohr

Con la aplicación de la teoría cuántica a la estructura atómica, Bohr corrigió el error de Rutherford, al estudiar principalmente el átomo de hidrógeno. - El átomo de hidrógeno posee un núcleo que contiene un protón y alrededor de él gira un electrón en órbitas circulares, de tal manera que la fuerza electrostática que genera el núcleo se balancea con la fuerza centrífuga del electrón. - Mientras el electrón permanece en una determinada órbita, no absorbe ni irradia energía. Si el electrón se encuentra a mayor distancia del núcleo, la energía es mayor. - Si un electrón se traslada de una órbita a otra, entonces debe absorber o emitir energía, equivalente a la diferencia de energía entre las órbitas. La energía emitida o absorbida por el átomo recibe el nombre de FOTÓN o CUANTO de luz.

Niels Bohr

(1 885 – 1 962)

e

Fotones de luz

Vacío

Placa Metálica

e

e

eeElectrones

14

Físico danés, galardonado con el premio Nobel, hizo aportaciones fundamentales en el campo de la física nuclear y en el de la estructura atómica. Nació en Copenhague el 7 de octubre de 1885; era hijo de un profesor de fisiología y estudió en la universidad de su ciudad natal, donde alcanzó el doctorado en 1911. Ese mismo año fue a la Universidad de Cambridge (Inglaterra) para estudiar físicanuclear con J.J. Thomson, pero pronto se trasladó a la Universidad de Manchester para trabajar con Rutherford. La teoría de la estructura atómica de Bohr, que le valió el Premio Nobel de Física en 1922, se publicó en una memoria entre 1913 y 1915. Su trabajo giró sobre el modelo nuclear del átomo de Rutherford, en el que el átomo se ve como un núcleo compacto rodeado por un enjambre de electrones más ligeros. El modelo de átomo de Bohr utilizó la teoría cuántica y la constante de Planck. El modelo de Bohr establece que un átomo emite radiación electromagnética sólo cuando un electrón del átomo salta de un nivel cuántico a otro. Este modelo contribuyó enormemente al desarrollo de la física atómica teórica. En 1916, Bohr regresó a la Universidad de Copenhague como profesor de física, y en 1920 fue nombrado director del Instituto de Física Teórica de esa universidad, recién constituido. Allí, Bohr elaboró una teoría que relaciona los números cuánticos de los átomos con los grandes sistemas que siguen las leyes clásicas, y realizó otras importantes aportaciones a la física teórica. Su trabajo ayudó a impulsar el concepto de que los electrones se encuentran en capas y que los de la última capa

determinan las propiedades químicas de un átomo. En 1939, reconociendo el significado de los experimentos de la fisión (véase Energía nuclear) de los científicos alemanes Otto Hahn y Fritz Strassmann, Bohr convenció a los físicos en una conferencia en Estados Unidos de la importancia de estos experimentos. Más tarde, demostró que el uranio 235 es el isótopo del uranio que experimenta la fisión nuclear. Bohr regresó posteriormente a Dinamarca, donde fue obligado a permanecer después de la ocupación alemana del país en 1940. Sin embargo, consiguió llegar a Suecia con gran peligro de su vida y de la de su familia. Desde Suecia, la familia Bohr viajó a Inglaterra y por último a los Estados Unidos, donde Bohr se incorporó al equipo que trabajaba en la construcción de la primera bomba atómica en Los Álamos (Nuevo México), hasta su explosión en 1945. Bohr se opuso, sin embargo, a que el proyecto se llevara a cabo en total secreto, y temía las consecuencias de este siniestro nuevo invento. Deseaba un control internacional. En 1945, Bohr regresó a la Universidad de Copenhague donde, inmediatamente, comenzó a desarrollar usos pacifistas para la energía atómica. Organizó la primera conferencia ‘Átomos para la paz’ en Ginebra, celebrada en 1955, y dos años más tarde recibió el primer premio ‘Átomos para la paz’. Bohr murió el 18 de diciembre de 1962 en Copenhague.

NIVELES ESTACIONARIOS DE

ENERGÍA

e

Emiteenergía

Absorbeenergía

energíaconstante

15

EL ÁTOMO DE BOHR

La evolución de los modelos físicos del

átomo se vio impulsada por los datos

experimentales. El modelo de

Rutherford, en el que los electrones se

mueven alrededor de un núcleo

positivo muy denso, explicaba los

resultados de experimentos de

dispersión, pero no el motivo de que

los átomos sólo emitan luz de

determinadas longitudes de onda

(emisión discreta). Bohr partió del

modelo de Rutherford pero postuló

además que los electrones sólo

pueden moverse en determinadas

órbitas; su modelo explicaba ciertas

características de la emisión discreta

del átomo de hidrógeno, pero fallaba

en otros elementos.

El modelo de Schrödinger, que no fija

trayectorias determinadas para los

electrones sino sólo la probabilidad de

que se hallen en una zona, explica

parcialmente los espectros de emisión

de todos los elementos; sin embargo,

a lo largo del siglo XX han sido

necesarias nuevas mejoras del modelo

para explicar otros fenómenos

espectrales.

Limitaciones de los postulados de Bohr

- No explica la existencia de subniveles en los diferentes niveles del átomo. - Las órbitas circulares definidas del electrón no son aceptadas en la actualidad.

MODELO DE ARNOLD SOMMERFELD (1915)

Al aplicar un campo magnético a los

espectros observamos un

desdoblamiento, dando lugar a otro

diferente (Efecto Zeeman).

Este efecto no pudo ser explicado por

Bohr y fue Sommerfeld quien postula

la existencia de subniveles de energía

de tal manera que las órbitas no

solamente eran circulares sino también

elípticas. Modelo atómico actual

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,

Órbitas Circulares

Mayor energía

Menor energía

Órbitas circularesy elípticas

Niveles y subniveles

Núcleo

16

aplicaron esta idea en la hoy aceptada “teoría de bandas” para los enlaces en los sólidos metálicos. Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927)

No es posible determinar simultáneamente el momento y la posición del electrón. Si queremos determinar el recorrido del electrón es necesario conocer su posición en determinados tiempos, es decir, que en un tiempo determinado debemos localizar el electrón o sea verlo y para eso se necesita un tipo de radiación que entre en contacto con él. Pero al tomar contacto éste cambia su momento y pierde energía, por lo tanto si se conoce su posición no se conoce su momento y viceversa.

mV: conocido mV: definido x: indefinido x: indefinido

Werner Karl (1 901 – 1 976)

El físico alemán Werner K. Heisenberg es conocido sobre todo por formular el principio de incertidumbre, una contribución fundamental al desarrollo de la teoría cuántica. Este principio afirma que es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula. Heisenberg fue galardonado

con el Premio Nobel de Física en 1932. Desarrolló un sistema de mecánica cuántica y cuya indeterminación o principio de incertidumbre ha ejercido una profunda influencia en la física y en la filosofía del siglo XX. Heisenberg nació el 5 de diciembre de 1901 en Würzburgo y estudió en la Universidad de Munich. En 1923 fue ayudante del físico alemán Max Born en la Universidad de Gotinga, y desde 1924 a 1927 obtuvo una beca de la Fundación Rockefeller para trabajar con el físico danés Niels Bohr en la Universidad de Copenhague. En 1927 fue nombrado profesor de física teórica en la Universidad de Leipzig. Después fue profesor en las universidades de Berlín (1941-1945), Gotinga (1946-1958) y Munich (1958-1976). En 1941 ocupó el cargo de director del Instituto Kaiser Wilhelm de Química Física (que en 1946 pasó a llamarse Instituto Max Planck de Física). Estuvo a cargo de la investigación científica del proyecto de la bomba atómica alemana durante la II Guerra Mundial. Heisenberg, uno de los primeros físicos teóricos del mundo, realizó sus aportaciones más importantes en la teoría de la estructura atómica. En 1925 comenzó a desarrollar un sistema de mecánica cuántica, denominado mecánica matricial, en el que la formulación matemática se basaba en las frecuencias y amplitudes de las radiaciones absorbidas y emitidas por el átomo y en los niveles de energía del sistema atómico. En 1932, Heisenberg fue galardonado con el Premio Nóbel de Física.

PRINCIPIO DE DUALIDAD DE LA MATERIA DE D´BROGLIE (1924)

+ --

-

+

17

Todo lo que existe en el universo son simultáneamente onda y materia, es decir que toda partícula está asociada a una onda. - No se disocia de la partícula, por lo tanto no son irradiados al espacio. - En el vacío tienen una velocidad diferente al de la luz, sobre todo su valor no es constante. - Pueden ser desviados por campos magnéticos o eléctricos. Características del átomo actual

1º Se han encontrado en el átomo más de 32 partículas fundamentales, especialmente en el núcleo. Electrones, protones, neutrones, neutrinos, varios tipos de mesones, hiperones, etc. 2º Las partículas más importantes que debemos tener en cuenta son:

3º Existen familias de partículas fundamentales: Bariones Leptones

(mayor masa) (masa ligera) protón electrón neutrón muón hiperones neutrino Mesones

(masa intermedia) eta kión pión 4º En el núcleo se encuentra concentrada casi la totalidad de la masa del átomo; en él se encuentra el protón y el neutrón que son denominados nucleones.

RADIACTIVIDAD

Radiactividad, desintegración espontánea de núcleos atómicos mediante la emisión de partículas subatómicas llamadas partículas alfa y partículas beta, y de radiaciones electromagnéticas denominadas rayos X y rayos gamma. El fenómeno fue descubierto en 1896 por el físico francés Antoine Henri Becquerel al observar que las sales de Uranio podían ennegrecer una placa fotográfica aunque estuvieran separadas de la misma por una lámina de vidrio o un papel negro. También comprobó que los rayos que producían el oscurecimiento podían descargar un electroscopio, lo que indicaba que poseían carga eléctrica. En 1898, los químicos franceses Marie y Pierre Curie dedujeron que la radiactividad es un fenómeno asociado a los átomos e independiente de su estado físico o químico. También llegaron a la conclusión de que la pechblenda, un mineral de uranio, tenía que contener otros elementos radiactivos ya que presentaba una radiactividad más intensa que las sales de uranio empleadas por Becquerel. El matrimonio Curie llevó a cabo una serie de tratamientos químicos de la pechblenda que condujeron al descubrimiento de dos nuevos elementos radiactivos, el Polonio (Po) y el Radio (Ra), los cuales emitían radiación con más intensidad que el Uranio. Marie Curie también descubrió que el torio es radiactivo. En 1899, el químico francés André Louis Debierne descubrió otro elemento radiactivo, el actinio. Ese mismo año, los físicos británicos Ernest Rutherford y Frederick Soddy descubrieron el gas radiactivo radón, observado en asociación con el torio, el actinio y el radio. Todos estos descubrimientos llevaron al descubrimiento de la bomba

PARTÍCULA MASA CARGA

Absoluta Relativa

Electrón (e ) 9.110x10 g -1.6x10 C -1

Protón 1.672x10 g +1.6x10 C +1

Neutrón 1.675x10 g 0 0

-

(p )

(n )

+

0

-28

-24

-24

-19

-19

18

atómica utilizada por primera vez como experimento por los Estados Unidos y posteriormente con fines bélicos en la Segunda Guerra Mundial. Radiaciones de un cuerpo radioactivo

Los siguientes experimentos consistieron en cerrar en una caja de plomo, en la que había un diminuto agujero, aun trozo de radio. Se observó inicialmente que los rayos no atravesaban el plomo, pero si escapaban continuamente por el agujero. La radioactividad se define como el fenómeno en virtud del cual los núcleos de ciertos elementos tienen la propiedad de desintegrarse emitiendo radiaciones Alfa, Beta y Gamma.

Antoine Henri Becquerel

(1 852 – 1 908)

Físico y premio Nóbel francés que descubrió la radiactividad del uranio. Era hijo de Alexandre Becquerel (que estudió la luz y la fosforescencia e inventó el fosforoscopio) y nieto de Antoine César Becquerel, uno de los fundadores de la electroquímica. Nació en París y fue profesor del Museo de Historia Natural en 1892 y de la Escuela Politécnica en 1895. En 1896 descubrió por accidente el fenómeno de la radiactividad en el transcurso de su investigación sobre la fluorescencia. Tras colocar sales de uranio en una placa fotográfica en una zona oscura, Becquerel comprobó que la placa se había ennegrecido. Esto demuestra que el uranio debe emitir su propia energía, a la que

posteriormente se denominó radiactividad. También dirigió investigaciones importantes sobre la fosforescencia, espectroscopia y la absorción de la luz. En 1903, Becquerel compartió el Premio Nobel de Física con sus colegas franceses Pierre y Marie Curie por su trabajo sobre la radiactividad, término acuñado por Marie Curie. Entre sus obras se encuentran Investigación sobre la fosforescencia (1882-1897) y Descubrimiento de la radiación invisible emitida por el uranio (1896-1897).

RUTHERFORD Y LAS RADIACIONES ALFA, BETA

Las partículas beta se aislaron por primera vez alrededor de 1 900, cuando el físico británico Ernest Rutherford sometió emisiones radiactivas a un campo eléctrico. Observó que dos tipos de emisión, que llamó alfa y beta, se desviaban hacia polos eléctricos opuestos. Posteriormente, las partículas alfa fueron identificadas como núcleos de helio y las partículas beta como electrones o sus correspondientes antipartículas, los positrones. Partícula ALFA

Los rayos alfa son una corriente

de partículas de carga positiva Son comparativamente muy

lentos, de corto alcance aprox. 20 000 km/s y con muy leve poder de penetración.

Esta partícula supra atómica esta formada por dos protones y dos neutrones conocidos como núcleos de Helio (concepción actual).

Partícula BETA

19

Los rayos beta son un flujo de electrones semejantes al de los rayos catódicos.

Su velocidad es aproximadamente igual al de la Luz (no igual), los rayos catódicos sólo llegan a 270000 km/s.

Es una partícula subatómica de mayor poder de penetración que los rayos alfa.

Partícula GAMMA

Son rayos de la misma \naturaleza

que la luz ordinaria, pero con una longitud de onda mucho menor.

Son eléctricamente neutros y por este motivo no son desviados por campos eléctricos o magnéticos.

Su poder de penetración es mayor que los rayos beta y alfa.

Fue descubierto por Paul Villard.

ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL ÁTOMO

Es la porción más pequeña en que se puede dividir un elemento químico manteniendo sus propiedades. Todo átomo es un sistema energético en equilibrio dinámico en el cual se diferencian dos zonas principales: núcleo atómico y zona extranuclear. Ejemplo: el átomo de carbono

NÚCLEO ATÓMICO

En 1 919, Rutherford expuso gas nitrógeno a una fuente radiactiva que emitía partículas alfa. Algunas de estas partículas colisionaban con los

núcleos de los átomos de nitrógeno. Como resultado de estas colisiones, los átomos de nitrógeno se transformaban en átomos de oxígeno. El núcleo de cada átomo transformado emitía una partícula cargada positivamente. Se comprobó que esas partículas eran idénticas a los núcleos de átomos de hidrógeno. Se las denominó protones. Las investigaciones posteriores demostraron que los protones forman parte de los núcleos de todos los elementos. No se conocieron más datos sobre la estructura del núcleo hasta 1932, cuando el físico británico James Chadwick descubrió en el núcleo otra partícula, el neutrón, que tiene casi exactamente la misma masa que el protón pero carece de carga eléctrica. Entonces se vio que el núcleo está formado por protones y neutrones. En cualquier átomo, el número de protones es igual al número de electrones y, por tanto, a su número atómico. Características de las partículas subatómicas fundamentales:

*La masa del protón (p+) es aproximadamente igual a la masa del neutrón (nº).

*Masa del protón (p+) = 1836 masa del

electrón (e-). *El núcleo concentra la mayor parte de la masa del átomo por lo tanto es la parte más densa. NÚMERO ATÓMICO (Z):

Llamado también carga nuclear ya que es igual al número de protones que posee un átomo en su núcleo.

Z = Nº de protones (p+)

+ + +

Protón (p )+

Electrón (e )-

Zona extranuclear

Neutrón (n )º

NUCLEO

20

El número atómico identifica a un elemento y su respectiva ubicación en la tabla periódica. NÚMERO DE MASA (A):

Indica la cantidad total de nucleones fundamentales que presenta un átomo, es decir, representa la suma del número de protones y el número de neutrones.

A = Nº protones(p+) +Nº neutrones(nº)

ÁTOMO NEUTRO

Es aquel átomo en el cual el número de protones es igual al número de electrones.

Z = Nº protones (p+)

= Nº electrones (e-)

NÚCLIDOS

Es la representación del núcleo del átomo y su notación es:

AZ

AZ EE

Donde: Z = Número atómico A = Masa atómica E = Símbolo de un elemento Son núcleos atómicos caracterizados por su número atómico y por el número de neutrones. Se llama núclido estable al que no es radiactivo, e inestable al que es radiactivo.

TIPOS DE NÚCLIDOS

A) Isótopos o hílidos

Son átomos diferentes de un mismo elemento que se diferencian en la cantidad de neutrones, por lo cual presentan diferente número de masa. Presentan propiedades químicas

similares y propiedades físicas diferentes. Núclido:

THDHHH 3

1

2

1

1

1

Nombre Protio Deuterio Tritio

Z 1 1 1 N 0 1 2 A 1 2 3 Isótopos del Hidrógeno

El número atómico de un átomo representa el número de protones de su núcleo. Este número es constante para cada elemento. Sin embargo, el número de neutrones puede variar, lo que da lugar a isótopos con el mismo comportamiento químico pero distinta masa. El hidrógeno siempre tiene un protón en su núcleo, cuya carga está equilibrada por un electrón. Los isótopos del hidrógeno son el Protio (sin neutrones), el Deuterio (un neutrón) y el Tritio (dos neutrones). En realidad el núcleo es 100 000 veces menor que el átomo, y el electrón es un millón de veces menor que el núcleo. El tamaño del átomo está determinado por el movimiento del electrón en regiones del espacio llamadas orbitales. B) Elemento químico

Es una sustancia simple que está formada por un conjunto de átomos que presentan igual carga nuclear con masa diferente (isótopos), pueden ser naturales o artificiales. C) Isóbaro

Son átomos de elementos diferentes que presentan igual número de masa. Sus propiedades físicas son diferentes. Ejemplo:

CNKrSe 14

6

17

7

82

36

82

34

D) Isótonos

Son átomos de diferentes elementos que tienen igual cantidad de

21

neutrones. Presentan propiedades Físicas y químicas diferentes. Ejemplo:

Isótonos nº

CSe 12

6

11

5 6

MgNa 24

12

23

11 12

IONES

Son especies químicas que presentan carga eléctrica positiva o negativa ya que la cantidad de protones es diferente a la cantidad de electrones. Existen dos tipos: Catión: átomo de carga positiva, se

forma cuando un átomo neutro pierde electrones.

Al+3: se denomina catión trivalente.

Anión: átomo con carga negativa, se

forma cuando un átomo neutro gana electrones.

S-2: se denomina anión divalente. ZONA EXTRANUCLEAR

Es la parte que rodea el núcleo, donde se encuentran los electrones en movimiento alrededor del núcleo a grandes velocidades, en orbitales que pertenecen a cierto subnivel y nivel energético establecido. FUERZAS INTERMOLECULARES

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 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. 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,

Átomo neutro Proceso Ión

Al pierde 3e Al

p=13 oxidación p=13

e=13 e=10

13 13

- +3

+ +

- -

Átomo neutro Proceso Ión

S gana 2e S

p=16 reducción p=16

e=16 e=18

16 16

- -2

+ +

- -

22

predominan las de atracción dipolo-dipolo. DIPOLO.- Conjunto de dos cargas de

electricidad iguales y de signo contrario a una distancia fija. Molécula en que los centros efectivos de las cargas positiva y negativa se hallan separados. ORBITAL (REEMPE)

Región Espacial de Existencia de Mayor Probabilidad de Encontrar al Electrón Es una región espacial que rodea al núcleo atómico en donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón por cada orbital a lo más existen 2 electrones. Los orbitales atómicos son descripciones matemáticas de la probabilidad de encontrar en un lugar determinado los electrones de un átomo o molécula. Estas descripciones se obtienen resolviendo la llamada ecuación de Schrödinger. Los orbitales mostrados ilustran la distribución espacial de electrones con momento angular progresivamente mayor (s, p, d, f). Nunca puede haber más de dos electrones en un mismo orbital. La distribución global de los electrones de un átomo es la suma de muchos orbitales semejantes. Esta descripción se ha visto confirmada por muchos experimentos físicos y químicos, entre ellos una imagen real de un orbital «p» obtenida por un microscopio de barrido de efecto túnel (Vea la ilustración que aparece a continuación).

Erwin Schrödinger (1 887 – 1 961)

Físico y premio Nóbel austriaco, conocido sobre todo por sus estudios matemáticos de la mecánica ondulatoria y sus aplicaciones a la estructura atómica. Nació en Viena y estudió en la universidad de esa ciudad. Dio clases de física en las universidades de Stuttgart (Alemania), Breslau (Polonia), Zurich, Berlín, Oxford y Graz (Austria). Desde 1940 hasta su jubilación en 1955 fue director de la escuela de física teórica del Instituto de Estudios Avanzados de Dublín. La aportación más importante de Schrödinger a la física fue el desarrollo de una rigurosa descripción matemática de las ondas estacionarias discretas que describen la distribución de los electrones dentro del átomo. Schrödinger demostró que su teoría, publicada en 1926, era el equivalente en matemáticas a las teorías de mecánica matricial que había formulado el año anterior el físico alemán Werner Heisenberg. Juntas, sus teorías constituyeron en buena medida la base de la mecánica cuántica. Schrödinger compartió en 1933 el Premio Nobel de Física con el británico Paul A. M. Dirac por su aportación al desarrollo de la mecánica cuántica. Su investigación incluía importantes estudios sobre los

Orbital 1s z

zz

Orbital 3dm = 1

Orbital 2pm = 0

23

espectros atómicos, la termodinámica estadística y la mecánica ondulatoria.

NIVELES DE ENERGÍA (n)

Llamado también órbita o capa y es el conjunto de regiones envolventes al núcleo que además, contiene subniveles de energía en la cual los electrones poseen energías cuantificadas. Generalmente se utilizan siete subniveles. Valores permitidos: n : 1 2 3 4 5 6 7 capa : K L M N O P Q

nº e-máx = 2n2 (nivel)

Ejemplo:

n = 4 Nº máx(e-) = 2(4)2 = 32 e-

SUBNIVEL DE ENERGÍA (l)

Conjunto de subregiones contenidos en el nivel. Está formado por un conjunto de orbitales. Generalmente se utilizan cuatro subniveles. Valores permitidos:

l = 0; 1; 2; 3; .......; (n-1) Subniveles

s p d f

Son parámetros que describen el estado energético de un electrón y las características de un orbital.

NUMEROS CUÁNTICOS VALORES PERMITIDOS

SIGNIFICADO

Para el electrón Para el orbital

Principal (n) n = 1, 2, 3, ..., Nivel de energía

Tamaño

Secundario o azimutal

l = 0; 1; 2; 3;...; (n-1)

s p d f

Subnivel de energía

Forma Geométrica

Magnético (m, l) M1 = +l; ...; o; ...; – 1 Orbital Orientación espacial

Espín Magnético (s o ms)

Ms = +1/2; – 1/2 Sentido de giro alrededor de su eje imaginario

Forma Geométrica

Los principios en que se sustenta la teoría mecánica cuántica son: principio de la dualidad onda-partícula para el electrón y principio de incertidumbre de Heissenberg; el cual señala que no se puede determinar el momento y la posición a la vez para un electrón, sin embargo es posible determinar la región más probable llamada orbital.

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA

NÚMEROS CUÁNTICOS

24

Consiste en ordenar a los electrones de un sistema electrónico, según ciertos principios: PRINCIPO DE AUFBAU O DE LA CONSTRUCCIÓN

Los electrones se distribuyen en subniveles y niveles respectivos, en orden creciente a su energía relativa, el cual se determina así:

ER = n + l

Donde: n = Nivel de energía; l = Subnivel de energía Niveles: 1 2 3 4 5 6 7 Capas: K L M N O P Q

s2 s2 s2 s2 s2 s2 s2

p6 p6 p6 p6 p6 p6

d10 d10 d10 d10

f14 f14 PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD (REGLA DE HUND)

Los electrones deben ocupar todos los orbitales de un subnivel dado en forma individual antes que se inicie el apareamiento. Estos electrones desapareados suelen tener el mismo sentido de rotación o giro.

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

En física, principio fundamental que afirma que dos partículas elementales de espín semi-entero, por ejemplo electrones, no pueden ocupar simultáneamente el mismo estado cuántico (estado de energía) en un átomo. El principio explica las regularidades de la ley periódica. Posiblemente todavía no se comprendan completamente todas sus implicaciones. El principio de exclusión fue formulado en 1925 por el físico y matemático Wolfgang Pauli.

Pauli Wolfgang (1 900 – 1 958)

(Viena, 1 900-Zurich, 1 958) Físico austriaco, nacionalizado estadounidense. Con tan sólo veinte años escribió un artículo enciclopédico de más de doscientas páginas sobre la teoría de la relatividad. Nombrado profesor de la Universidad de Hamburgo en 1923, un año más tarde propuso un cuarto número cuántico, que puede adoptar los valores numéricos de 1/2 o -1/2, necesario para poder especificar los estados energéticos del electrón. Más adelante se verificó la existencia de estos números cuánticos, denominados de espín, representativos de las dos direcciones posibles de giro sobre el eje de rotación de los fermiones.

25

En 1925 introdujo el Principio de Exclusión, que clarificó de forma inmediata la estructuración de los átomos en la tabla periódica. En 1928 ingresó en el Instituto Federal de Tecnología de Zurich como profesor de física teórica. Bajo su dirección, esta institución se convirtió en un importante centro de investigación en los años precedentes a la Segunda Guerra Mundial. A finales de la década de 1920 observó que cuando se emite una partícula beta (electrón) desde un núcleo atómico, por lo general se produce una pérdida de energía, lo cual constituye una flagrante violación de la ley de conservación de la energía. Para explicar el fenómeno, Pauli propuso en 1931 la existencia de alguna partícula –denominada con posterioridad neutrino por Enrico Fermi– eléctricamente neutra y de masa nula o prácticamente inapreciable, y cuya desaparición pasa inadvertida, dado que interactúa con la materia de forma muy débil. El neutrino no pudo ser detectado como entidad hasta 1956. En 1940, se trasladó a Estados Unidos para hacerse cargo de la cátedra de física teórica del Institute for Advanced Study de la Universidad de Princeton, y en 1946 obtuvo la nacionalidad estadounidense. Finalizada la Segunda Guerra Mundial, regresó a Zurich.

FORMAS MOLECULARES

En las moléculas con un átomo central se puede predecir la disposición en el espacio de sus átomos (la forma de la molécula), según el número de pares de electrones que rodeen a dicho átomo. La fuerza de repulsión que se produce entre los pares de electrones los lleva a situarse lo más lejos posible unos de otros. La posición de los pares

de electrones determina entonces el ángulo con el que el átomo central se une a los átomos que lo rodean en la molécula.

Disposición de lospares de electrones Ejemplo

Dos pares de electrones

Tres pares de electrones

Cuatro pares de electrones

BeCl2

BF3

CCl4

Cl Be

B

F

F F

Cl

ClCl

Cl

Cl C

Disposición de lospares de electrones Ejemplo

Cinco pares de electrones

Seis pares de electrones

PCl5

SF6

Cl

F

F

FF F

F

ClCl

ClCl

P

S

26

Paramagnetismo

Propiedad de los materiales por la que se magnetizan en la misma dirección que un campo magnético aplicado. Los materiales paramagnéticos son atraídos por los imanes. Si el campo magnético aplicado desaparece, también lo hace el magnetismo inducido. Diamagnetismo

Propiedad de los materiales por la cual se magnetizan débilmente en sentido opuesto a un campo magnético aplicado. Los materiales diamagnéticos son repelidos débilmente por los imanes. El magnetismo inducido desaparece si lo hace el campo aplicado. Todos los materiales poseen diamagnetismo, pero el término diamagnético sólo se utiliza para aquéllos en los que esta propiedad no está enmascarada por otro tipo de efecto magnético.

SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS

EVOLUCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA

A mediados del siglo XIX, varios químicos se dieron cuenta de que las similitudes en las propiedades químicas de diferentes elementos suponían una regularidad que se podía ilustrar ordenándolos de forma tabular o periódica. El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso una tabla de elementos llamada tabla periódica, en la que los elementos están ordenados en filas y columnas de forma que quedan agrupados los que tienen propiedades químicas similares. Según este orden, a cada elemento se le asigna un número (número atómico) de acuerdo con su posición en la tabla, que va desde el 1 para el hidrógeno

hasta el 92 para el uranio, que tiene el átomo más pesado de todos los elementos que existen de forma natural en nuestro planeta. Como en la época de Mendeléiev no se conocían todos los elementos, se dejaron espacios en blanco en la tabla periódica correspondientes a elementos que faltaban. Las investigaciones posteriores, facilitadas por el orden que los elementos conocidos ocupaban en la tabla, llevaron al descubrimiento de los elementos restantes. Los elementos con mayor número atómico tienen masas atómicas mayores, y la masa atómica de cada isótopo se aproxima a un número entero, de acuerdo con la hipótesis de Prout. 1. TRIADAS DE DOBEREINER (1817)

El químico alemán J. Dobereiner estableció el ordenamiento de los elementos que se conocían en grupos de a tres, a quienes se les denominó TRIADAS. Pero en cada una de estas triadas se debería cumplir que los tres elementos tengan propiedades afines y aquel que se encuentran en el centro posea un peso atómico aproxima-damente igual a la semi-suma de los extremos. Ejemplo: Ca = 40,08 Cl = 35,45 Li = 6,94 Sr = 87,63 Br = 79,9 Na =22,99 Ba = 137,36 I = 126,9 K =39,10 2. NEWLANDS (1868)

El químico inglés J.A. Newlands propuso un sistema de clasificación donde ordenó a los elementos de acuerdo al orden creciente de sus pesos atómicos. Intentó demostrar que por cada 8 elementos de la serie se repetían ciertas propiedades físicas similares, a esto lo denominó LEY DE LAS OCTAVAS. 1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º

27

Li Be B C N O F 8º/ Na Mg Al Si P S Cl 8º/ K _ _ _ _ _ _ 3. LA TABLA DE MENDELEIEV (1869)

El químico ruso Mendeleiev y el alemán Lothar Meyer descubrieron cada uno independientemente, que las propiedades periódicas de los elementos dependen de sus pesos atómicos. Medeleiev clasificó a los 63 elementos que conocía de acuerdo al orden creciente de sus pesos atómicos, además consideró que los elementos de un mismo grupo deberían tener propiedades físicas y químicas semejantes. De esta manera forma la llamada TABLA CORTA donde existen 11 filas horizontales llamadas PERIODOS y 8 grupos o FAMILIAS que son las filas verticales. VENTAJAS:

- Permitieron el descubrimiento de nuevos elementos químicos. - Al realizar la clasificación de acuerdo al orden creciente de sus pesos atómicos, dejó ciertos vacíos indicando la colocación de elementos que más adelante se descubrían. - Le puso nombre a cada uno de los elementos todavía no conocidos. Ejemplo: Mendeleiev Actual

Eka boro Escandio Eka aluminio Galio Eka silicio Germanio Eka magnesio Tecnecio Eka manganeso Renio Eka tantalo Polonio - Basándose en que los elementos de un mismo grupo tienen propiedades semejantes, dio a conocer

aproximadamente las propiedades de estos elementos desconocidos. Por ejemplo en el caso del Germanio. Mendeleiev Actual

P. atómico : 72 72,6 Fórmula del óxido: EO2 GeO2

DESVENTAJAS

- El hidrógeno no tenía una posición definida en la tabla corta. - No se puede diferenciar claramente a los metales de los no metales. - Existían ciertos pares de elementos colocados en orden inverso, debido a que en la actualidad se clasifican al número atómico.

Dmitrilvánovich Mendeléiev (1 834 – 1 907)

Nació en Tobolsk (Siberia), estudió química en la Universidad de San Petersburgo y en 1859 fue enviado a estudiar a la Universidad de Heidelberg. Allí conoció al químico italiano Stanislao Cannizzaro, cuyos planteamientos sobre la masa atómica determinaron su opinión. Mendeléiev regresó a San Petersburgo y fue profesor de química en el Instituto Técnico en 1863 y profesor de química general en la Universidad de San Petersburgo en 1866. Escribió los dos volúmenes de Principios de química (1868-1870), uno de los primeros libros de texto sobre química, que se convirtió en un clásico. Durante la elaboración de este libro, Mendeléiev intentó clasificar los elementos según sus propiedades químicas. En 1869 publicó la primera versión de la tabla periódica. En 1871

28

publicó una versión corregida en la que dejaba huecos para elementos todavía desconocidos. Su tabla y sus teorías ganaron una mayor aceptación cuando posteriormente se descubrieron tres de estos elementos: el galio, el germanio y el escandio. Entre las investigaciones de Mendeléiev también hay que mencionar el estudio de la teoría química de la disolución, la expansión térmica de los líquidos y la naturaleza del petróleo. En 1887 emprendió un viaje en globo en solitario para estudiar un eclipse solar. En 1890 abandonó la universidad como consecuencia de su postura política partidaria de reformas sociales. En 1893 fue director del departamento de Pesas y Medidas de San Petersburgo, cargo que desempeñó hasta su muerte.

Julius Lothar Meyer (1830 - 1895)

Químico alemán, conocido principalmente por su trabajo en la clasificación periódica de los elementos químicos. Nació en Varel y estudió en las universidades de Zurich, Würzburg, Heidelberg y Königsberg (actualmente Kaliningrado). A partir de 1876 fue profesor de química en la Universidad de Tübingen. En un artículo publicado en 1870 presentó su descubrimiento de la ley periódica que afirma que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de su masa atómica. Esta ley fundamental fue descubierta en 1869 por el químico ruso Dmitri Ivánovich Mendeléiev, quien fue más reconocido por el hallazgo que su colega Meyer. EL NÚMERO ATÓMICO COMO BASE PARA LA LEY PERIÓDICA

Henry Moseley realizó ciertos experimentos en los tubos vacíos y

observó que los ánodos hechos de distintos elementos producían rayos X, tales que la raíz cuadrada de las inversas de las longitudes de onda son una función lineal del número atómico. Según Moseley los números atómicos son la expresión numérica de las cargas positivas de los núcleos atómicos. Gracias a Moseley, se denomina que la base de la Ley Periódica de los elementos no son los pesos atómicos sino los Números atómicos. Por consiguiente, en la actualidad los elementos se clasifican de acuerdo al orden creciente de sus números atómicos. Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1887-

1915)

Físico inglés que consiguió la primera identificación experimental del número atómico y de la carga nuclear de un elemento. Nació en Weymouth, Dorset, y provenía de una distinguida familia de científicos. Tras estudiar filosofía natural (física) en Oxford, empezó a colaborar con Ernest Rutherford en Manchester. Su primer trabajo se centró en la emisión del radio, pero pronto se dedicó al estudio de los espectros de rayos X utilizando la técnica de difracción de rayos X desarrollada por W. H. Bragg y su hijo, W. L. Bragg. Desde que Mendeléiev expuso el sistema periódico en 1869, los químicos habían procurado explicar el hecho de que las propiedades químicas de los elementos son una función periódica de sus masas atómicas. Por medio de la difracción de rayos X, Moseley estableció en 1913 una relación entre las frecuencias de las líneas de emisión de rayos X, y llegó a la conclusión de que debía ser la carga nuclear del átomo; confirmó de esta forma la

29

sugerencia hecha unos meses antes por A. van der Broek de que la carga nuclear indicaba la posición de un elemento en el sistema periódico. Moseley proporcionó así una base experimental para equiparar la carga nuclear con lo que él denominó número atómico. Desde entonces fue posible predecir la ausencia de ciertos elementos en el sistema periódico a partir de las discontinuidades en las series espectrales. Moseley regresó a Oxford para continuar su trabajo, pero murió en la batalla de Sari Bair durante la campaña de Gallípoli.

«Quien no tenga paciencia para instruirse y educarse, deberá

tenerla para soportar la humillante desgracia de su propia ignorancia»

A. A. O.

30

5. TABLA PERIODICA ACTUAL

Se clasifica de acuerdo al orden creciente de sus Números atómicos.

La tabla química actual está basada en descubrimientos realizados a posteriori de la existente tabla de Mendeleiev.

La tabla moderna de mayor uso y modernidad es la llamada tabla de FORMA LARGA, se trata de una modificación sugerida por los químicos alemanes WERNER Y PANETH (1930). Donde los elementos son separados en bloques de acuerdo a las configuraciones electrónicas de sus átomos en el estado basal y fundamental.

CARACTERISTICAS Y DESCRIPCIÓN

Actualmente se conocen 109 elementos.

Después del Uranio (Z = 92), todos son denominados transuranios y se caracterizan por ser artificiales, Es decir, que se han obtenido en laboratorio y que

no han sido encontrados en forma natural.

Posee 7 filas horizontales denominados periodos y 18 columnas denominados grupos o familias.

Los grupos se dividen en grupos A y B:

* Los grupos A son denominados Elementos Principales o Representativos, estos están enumeradas desde el I hasta el VII.

La configuración electrónica de los átomos neutros termina en el subnivel s y p.

* Los grupos B son denominados elementos de Transición, sus columnas están enumeradas desde el I hasta el VIII. En este caso la configuración electrónica de sus átomos neutros termina en el subnivel “d”.

* También tenemos a los elementos de Transición Interna, sin aquellos cuya configuración de sus átomos neutros termina en el subnivel “f”. Todos estos elementos pertenecen al grupo B y se encuentran en el 6º y 7º periodo dando lugar a dos filas

31

de 14 elementos cada uno, cada fila se denomina:

6º: Lantánidos (Ce - Lu) 7º: Actinidos (Th - LW) Por últimos tenemos a un grupo

especial, se trata de los gases nobles, que con excepción del helio tiene una configuración electrónica que termina en p6 se les conoce como el grupo Cero: o grupo VIIIA.

En cada uno de los periodos encontramos lo siguientes números de elementos:

1º : 2 elementos (H He) 2º : 8 elementos (Li Ne) 3º : 8 elementos (Na Ar) 4º : 18 elementos (K Kr) 7º : 23 elementos (Fr Une) 5º : 18 elementos (Rb Xe) 6º : 32 elementos (Ca Rn) Observando la electronegatividad

se puede indicar que los elementos más electropositivos se ubican a la izquierda y debajo de la tabla periódica, y los elementos electro negativos se ubican al lado derecho de la tabla periódica. Debido a ello se observan los metales a la izquierda y los no metales a la derecha de la tabla periódica.

ELECTRONEGATIVIDAD

Capacidad de un átomo de un elemento de atraer hacia sí los electrones compartidos de su enlace covalente con un átomo de otro elemento. Características de la electronegatividad

Los valores de la electronegatividad de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha en la tabla periódica, a medida que aumenta el número de electrones de valencia y disminuye el tamaño de los átomos. El flúor, de afinidad electrónica muy elevada, y cuyos átomos son pequeños, es el elemento más electronegativo y, en consecuencia, atrae a los electrones muy fuertemente. Dentro de un grupo, la electronegatividad disminuye, generalmente, al aumentar el número y el radio atómicos. El cesio, el elemento representativo de mayor tamaño y de menor energía de ionización, es el menos electronegativo de estos elementos. Un átomo electronegativo tiende a tener una carga parcial negativa en un enlace covalente, o a formar un ión negativo por ganancia de electrones. Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad. VALENCIA

En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones del “exterior” de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.

El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana. Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los

32

grupos 1 (o IA) y 11 (o IB); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB), y cuatro para los elementos de los grupos 4 (o IVB) y 14 (o IVA). Todos los átomos de los gases nobles excepto el helio, tienen ocho electrones de valencia. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue

enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis. El Helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de valencia. Los elementos cercanos al helio tienden a adquirir una configuración de valencia de dos: el hidrógeno ganando un electrón, el litio perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones. El hidrógeno suele compartir su único electrón con un electrón de otro átomo formando un enlace simple, como en el cloruro de hidrógeno, H8Cl. El cloro, que

originalmente tiene siete electrones de valencia, pasa a tener ocho. Esos electrones de valencia pueden representarse como: Las estructuras de N

2 y CO

2 se pueden

expresar ahora como:

y

Estas estructuras de Lewis muestran la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles para cada átomo. Probablemente el 80% de

los compuestos covalentes pueden ser representados razonablemente por las estructuras electrónicas de Lewis. El resto, en especial aquellos que contienen elementos de la parte central de la tabla periódica, no pueden ser descritos normalmente en términos de estructuras de gases nobles.

RESONANCIA

Una extensión interesante de la estructura de Lewis, llamada resonancia, se encuentra por ejemplo

en los iones nitrato, NO3-. Cada N

tiene originalmente cinco electrones de valencia, cada O tiene seis, y uno más por la carga negativa, suman un total de 24(5+(3×6)+1) electrones para cuatro átomos. Esto proporciona un promedio de seis electrones por átomo, por tanto, si se aplica la regla del octeto de Lewis, debe producirse un enlace covalente. Se sabe que el átomo de nitrógeno ocupa una posición central rodeado por los tres átomos de oxígeno, lo que proporcionaría una estructura de Lewis aceptable, excepto porque existen tres estructuras posibles. En realidad, sólo se observa una estructura. Cada estructura de resonancia de Lewis sugiere que debe haber dos enlaces simples y uno doble. Sin embargo, los experimentos han demostrado que los enlaces son idénticos en todos los sentidos, con propiedades intermedias entre las observadas para los enlaces simples y los dobles en otros compuestos. La teoría moderna sugiere que una estructura de electrones compartidos localizados, tipo Lewis, proporcionaría la forma y simetría general de la molécula más un grupo de electrones deslocalizados (representados por puntos) que son compartidos por toda la molécula.

33

Sabemos que la tendencia universal de la materia es la de contener el menor estado de energía y de esta manera lograr estabilidad. De acuerdo a esta tendencia los átomos se unen entre ellos, mediante enlaces químicos, formando agregados (moléculas) de un menor estado de energía y por consiguiente de mayor estabilidad. Esto se debe a que al formar: el enlace químico los átomos liberan energía, esta energía debe ser aproximadamente superior a 10 kcal/mol. La misma cantidad que libera se denomina energía de disociación y tiene que ser entregado a la molécula para romper el enlace.

Ejemplo: Ag

Enlace Metálico Red Metálica

Moléculas gigantes

Diamante, C

Sólidos cristalinosdúctiles y maleablespuntos de fusión elevadospuntos de ebullición elevadosinsolubles en agua

Sólidospuntos de fusión elevadospuntos de ebullición elevadosla solubilidad y conductividad varíande una sustancia a otra

Fundamentalmente líquidos y gasesPuntos de fusión bajosPuntos de ebullición bajosInsolubles en aguaNo conducen la electricidad

Sólidos cristalinosPuntos de fusión elevadosPuntos de ebullición elevadosSolubles en aguaConducen la electricidad fundidoso en disolución, pero no en estado sólido

Plata: Ag

Metano, CH4

Cloruro de Potasio, K Cl

Moléculas simples

Red IónicaEnlace Iónico

TIPO DE ENLACE TIPO DE ESTRUCTURA PROPIEDADES, CARACTERÍSTICAS

Enlace covalente

Ejemplo: KCl

Ejemplo: CH4

Ejemplo: C

ENLACE QUIMICO

34

FACTORES DEL ENLACE 1. ELECTRONEGATIVIDAD

Es la característica que permite la captura, pérdida o compartición de electrones de valencia, entre los átomos que realizan el enlace químico. 2. REGLA DEL OCTETO

Establecido por Walter Kossel, que expuso la idea de que un átomo mediante una reacción química (donde se realiza el enlace químico) adopte la configuración electrónica propia de un gas noble. Se trata de que el átomo tenga ocho electrones en la capa de valencia y eso se logra mediante la transferencia de electrones de un átomo a otro. Sin embargo en la práctica existen casos donde no se cumple la regla del octeto, como el caso del hidrogeno (un par), boro (tres pares), fósforo (5 pares). 3. REGLA DEL DOS

Propuesto por Lewis Langmurr, indica que en todo enlace siempre se comparte una pareja de electrones.

PARAMETROS DEL ENLACE

Existen ciertos parámetros, que permiten comprender el enlace químico entre los átomos, estos son: la energía del enlace, longitud de enlace y ángulo de enlace. A. LONGITUD DE ENLACE (L)

Los átomos al realizar un enlace químico poseen de todas maneras un movimiento vibratorio, de modo que no hay una distancia promedio entre los núcleos de los átomos enlazados, a esta distancia promedio se le denomina longitud del enlace. B. ANGULO DE ENLACE

Se trata de un ángulo producto de la intersección entre las dos líneas

imaginarias trazadas a través del núcleo de un átomo central, desde los núcleos de los dos átomos enlazados a él. Al igual que la longitud del enlace este ángulo sólo es un promedio, cono se sabe a la vibración de los átomos que forman las moléculas, Ejemplo: En el caso del agua el ángulo del enlace es 104º27’.

CLASES DE ENLACE QUIMICO

1. ENLACE INTERATOMICO

A) Enlace Iónico o Electrovalente B) Enlace Covalente

- Enlace Covalente Normal - Enlace Covalente Dativo o

coordinado - Enlace Covalente Polar - Enlace Covalente Apolar

C) Enlace Metálico 2. ENLACE INTERMOLECULAR

a) Enlace Puente de Hidrógeno. b) Fuerzas de Van Der Waals. A) ENLACE IONICO O ELECTROVALENTE

Este enlace se realiza entre un átomo metálico y otro no metálico, que tenga una elevada diferencia de electronegatividades. Presenta las siguientes características: Existe transferencia de electrones de

valencia, del metal al no metal. La transferencia de electrones general

iones de signos contrarios. La existencia de iones con signos

contrarios origina entre ellos una fuerza de atracción, de tal manera que el enlace es de naturaleza electrostática.

La atracción entre los iones se realiza en todas las direcciones, por ese motivo no se formarán moléculas, Sin embargo se forman inmensa red cristalina de estructuras geométricas definidas.

A condiciones ambientales se encuentran en estado sólido (cristales).

35

SO3

Cuando se encuentran mezclados, formando soluciones líquidas, conducen con facilidad la corriente eléctrica.

Ejemplo:

17Cl- 1s2 , 2s2 , 2p6 , 2s2p6

B) ENLACE COVALENTE

Este enlace se realiza entre dos elementos no metálicos, aunque existen algunas excepciones donde se forman entre un metal un no metal, la condición es que tengan una baja diferencia de electronegatividades, además deben presentar las siguientes características: Existe compartición de pares de

electrones de valencia entre los átomos que lo forman.

No se forman iones, por tal motivo el enlace es de naturaleza eléctrica, ocasionado por los electrones compartidos.

A diferencia del enlace iónico en este caso sí se forman moléculas que pueden ser sólidos, líquido o gaseosos.

Ejemplo: 1H0

Comparten un par de e-

17Cl0 : 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2p5

ó H – Cl Cuando al compartir pares de electrones observamos que cada átomo da igual número de electrones, entonces el enlace se dice que es un enlace covalente normal. El término de covalente normal es utilizado para establecer la diferencia con otros tipos de enlace covalente.

a) ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO

En este enlace sólo uno de los átomos es el que aporta un par de electrones que ambos átomos compartirán. Pero es necesario señalar que una vez formado el enlace dativo pasará a ser idéntico al llamado covalente normal.

H2O

O * *

* * * *

* *

H - O - H

O2

O O * ** *

* ** * * ** *

* *

O = O

– 6 = Enlace covalente normal.

Enlace covalente dativo

b) ENLACE COVALENTE POLAR

Se origina debido a la diferencia de electronegatividades, es decir que el de mayor electronegatividad genera una gran concentración de carga negativa mientras que al otro una gran carga positiva, En otras palabras se generan dos polos, pero sin formar iones. Ejemplos:

+HF - H Polo positivo F Polo negativo

+HCl - H Polo positivo Cl Polo negativo

c) ENLACE COVALENTE APOLAR

En este caso existe una compartición de electrones entre ambos átomos, se debe a que la diferencia de electronegatividades es nula. Ejemplos: H

2 H = H H - H

Energía = 0

N2 = N N = N = N

Energía = 0

11Na0 1s

2 , 2s

2 , 2p

6 , 3s

1

cede 1e-

17Na0 1s

2 , 2s

2 , 2p

6 , 3s

2p

5

11Na+ 1s

2 , 2s

2 , 2p

6

Cl H * *

* * * *

* *

O O

O

* * * *

* *

* *

* *

* *

* * * *

* *

* ** *

* *

* *

O O

O

=

36

Los electrones se encuentran concentrados en la misma intensidad en cada átomo. C) ENLACE METALICO

Este enlace es propio de los elementos metálicos; en este enlace los electrones de los átomos se trasladan continuamente de uno a otro, generando una densa nube electrónica. Esta característica de enlace metálico da origen a propiedades muy importantes del elemento metálico, por ejemplo: El brillo metálico. La buena conductividad electrónica. a) ENLACE PUENTE DE HIDROGENO

Se trata de fuertes enlaces eléctricos entre las cargas positivas de los núcleos del átomo de hidrógeno y ciertos electrones negativos de los átomos cercanos, Como se puede apreciar es necesario la presencia del átomo de hidrógeno en la molécula. El enlace puente de hidrógeno se realiza entre el átomo de hidrógeno y los electrones de otro átomo negativo de otra molécula.

H

H

O * *

* *

* *

* *

H

H

O * *

* *

* *

* *

H

H

O * *

* *

* *

* *

b) FUERZAS DE VAN DER WAALS

A diferencia del enlace puente de hidrógeno, estas uniones eléctricas son débiles y se realiza entre el núcleo de un átomo y los electrones de otro átomo cercano. Ejemplo: El Bromo (Br2).

MOLECULAS POLARES Y APOLARES

Debe quedar bien claro que una cosa es decir enlace polar y otras es decir molécula polar, de igual manera para los apolares. Una molécula es polar cuando el

centro de todos los polos positivos no coincide con el centro de todos los

polos negativos. Si los centros coinciden entonces la molécula es apolar o no polar.

La polaridad de una molécula se mide

mediante el llamado momento dipolar cuyas unidades se abrevian como D.

Ejemplo 1: Para el caso del agua: H2O

Como los centros (+) y (-) no coinciden se dice que la molécula es polar. 1,86D. Ejemplo 2: Para el caso del dióxido de carbono: CO2

O = C = O Como los centros (+) y (-) coinciden entonces la molécula es polar. 0,000D. 1. Un átomo posee 30 electrones,

además el número másico excede en 5 unidades al doble del número de protones. ¿Cuál es el número de neutrones?

Rpta: .................. 2. Se tienen tres hílidos cuyos números

másicos son consecutivos, cuya suma es 63; si en total posee 30 electrones, ¿Cuántos neutrones posee el hílido de mayor masa?

Rpta:.................. 3. Dos isótopos poseen números másicos

consecutivos cuya suma es 49 y además poseen en total 25 neutrones,

H

H

O * *

* *

* *

* *

PROBLEMAS DE APLICACIÓN

37

¿cuántos neutrones posee el hílido con mayor masa?

Rpta:.................. 4. Un catión divalente posee 36

electrones y además contiene igual número de electrones que un anión trivalente, si este último ión posee 35 neutrones, ¿cuál es su número másico?

Rpta:.................. 5. Un átomo presenta 2 isótopos donde la

suma de sus números de masa es igual a 80 y la suma de los neutrones es igual a 42. Determine la carga nuclear absoluta de su catión divalente.

Rpta: ................... 6. Cierto átomo de carga tripositiva posee

igual número de electrones que Cl-1 (Z = 17). Determinar la cantidad de electrones del catión monovalente del átomo.

Rpta:...................

7. Respecto al Cu+2 (Z = 29) señale verdadero (V) o falso (F):

I. Contiene un electrón en su última capa tiene 5 orbitales ¨d¨ llenos. III. Su catión monovalente presenta 2 orbitales desaparea-dos. Rpta:.................. 8. Calcular la cantidad máxima de

neutrones de un átomo cuyo número de masa es 100, si la cantidad de electrones entre su capa N y O difieren en 14.

Rpta:................... 9. Si un átomo tiene 4 niveles de energía.

Calcule la suma de electrones de la mínima y la máxima cantidad que puede tener.

Rpta:...................

10. Cuántos orbitales apareados tiene un átomo si el conjunto probable de números cuánticos de su último electrones 3; 2; -1; -1/2.

Rpta:...................

11. Respecto del ión Fe+2 (Z=26), señale Verdadero (V) o Falso(F): I. Su último electrón tiene el siguiente conjunto probable de números cuánticos (4;0;0;-1/2)

II. Es isoelectrónico con Mn+2 (Z=25). III. Tiene 5 orbitales difusos llenos.

Rpta:.................... 12. Determine la suma de neutrones de

dos isótopos E-30 y E-34 si se sabe que el átomo tiene 10 electrones distribuidos en sus subniveles principales.

Rpta:.................... 13. Un átomo tiene 55 nucleones, su catión

pentavalente presenta la siguiente

configuración [Ar]4s03d2 ¿Cuántos neutrones tiene?

Rpta:.................... 14. Un átomo tiene 15 electrones en el

cuarto nivel de energía, y es isótono, ¿cuántos nucleones fundamentales tiene?

Rpta:.................... 15. Determine la carga absoluta de un

átomo que presenta un máximo número de electrones con tres subniveles principales llenos.

Rpta:..................... 16. Determine la carga nuclear de un

elemento cuyo último electrón despareado tiene n = 4, l = 0.

Rpta:..................... 17. Calcule el número atómico máximo

para un átomo que presenta un subnivel difuso.

38

Rpta:....................

CUESTIONARIO Y PROBLEMAS

1. Completar: La química ............. se

encarga de estudiar especialmente al átomo de .................. y sus combinaciones. A) Inorgánica - Silicio B) Orgánica - Oxígeno C) Orgánica - Carbono D) Biológica - Carbono E) Biológica - Oxígeno

2. ¿Qué parte de la química se encarga de identificar a los diversos elementos e iones que entran en la composición de una sustancia? A) Química Analítica B) Química Biológica C) Química General D) Química A. Cualitativa E) Química A. Cuantitativa

3. Indique cuál de los siguientes cambios

no es físico. A) La congelación del agua. B) La ruptura de la tiza. C) La combustión de la gasolina D) La separación de los componentes del licor E) La unión del agua y del aceite

4. Indique la pareja incorrecta.

A) Licor - mezcla B) Ácido muriático - sustancia C) Agua potable – mezcla D) Petróleo - mezcla. E) Hielo seco - sustancia

5. ¿Cuál de los siguiente cuerpos no puede dividirse por medios químicos? A) Hidróxido de Na B) Cal C) Plata D) Yeso E) Cemento

6. Indique la expresión correcta, del concepto moderno de elemento químico

A) Sustancia química constituida por átomos que tienen el mimo número de masa

B) Sustancias químicas cuyos átomos

poseen el mismo número atómico

C) Sustancia química pura

D) Sustancia química que se presenta en

dos o más formas alotrópicas

E) Sustancia química formada por

átomos que tienen el mismo número

de neutrones

7. ¿Cuál de los pares corresponde a la

propiedad química?

A) Color y sabor

B) Oxidación y olor

C) Reducción y color

D) Combustión y reducción

E) Solubilidad y color

8. ¿Cuál de los siguientes elementos no

es trivalente?

A) Ar B) As C) Al

D) P E) N

9. ¿Qué elemento es más

electronegativo?

A) Oxígeno B) Nitrógeno

C) Flúor D) Cloro

E) Carbono

10. Elija la proposición verdadera:

A) La capacidad de combinación del

oxígeno es siempre 2.

B) Cuando 2 elementos se combinan

para formar más de un compuesto,

el más estable tiene moléculas

triatómicas.

C) Los óxidos de los metales se

combinan con agua formando

bases.

39

D) Los óxidos no metálicos se

combinan con el agua para formar

hidrácidos.

E) La molécula de agua es ternaria.

11. La Licuación es el cambio de estado

de:

A) Gas a líquido por ganancia de

energía.

B) Gas a líquido por pérdida de

energía.

C) Líquido a gas por pérdida de

Energía.

D) Líquido a gas por ganancia de

energía.

E) Sólido a gas por ganancia de

energía.

12. La teoría de Dalton enuncia:

A) Los átomos que forman un

elementos son diferentes entre sí.

B) El átomo es la mínima porción de la

materia y es indivisible.

C) Las propiedades radioactivas del

átomo son consecuencia de la

inestabilidad del núcleo.

D) Los electrones giran alrededor del

núcleo en órbitas concéntricas.

E) El número atómico representa el

número de protones que encierra el

núcleo.

13. Las propiedades de un átomo, están

determinadas principalmente por:

A) La masa atómica de un elemento.

B) El número de protones en el núcleo

del átomo.

C) El volumen del átomo.

D) El número de electrones en el

átomo.

E) La densidad del elemento.

14. Durante la producción de los rayos

catódicos. ¿Qué otros rayos se

producen?

A) Rayos Anódicos

B) Rayos Gamma

C) Rayos Alfa

D) Rayos Beta

E) Rayos Alfa y Beta

15. ¿Cuál de los científicos descubrió la

existencia del núcleo en el átomo? A) Thompson B) Bohr C) Rutherford D) Dalton E) Sommerfeld

16. El neutrón y el protón tienen la misma

masa, que es igual a:

A) 1,6022 x10-19 coulomb

B) 1,67 x 10-24 g

C) 1,6222 x 10-19 coulomb

D) 9,1025 x 10-28 g E) 0 g

17. La clasificación periódica de los

elementos de Mendeleiev está basado en: A) Propiedades físicas B) Propiedad Físico químicas C) Propiedades térmicas D) Propiedades mecánicas E) Propiedades químicas

18. Los siguientes elementos son:

A) Isótonos B) Isóbaros C) Isótopos D) Isócaros E) Isoeléctricos

19. ¿Qué científico propuso, que los

electrones ocupan órbitas elípticas y circulares? A) Rutherford B) Thompson C) Sommerfeld D) Bohr E) N.A.

20. El número máximo de orbitales en el

nivel, está dado por: A) 2n2 B) n2 C) n D) n -1 E) n2 -1

40

21. El número máximo y mínimo para elementos que presentan 4 niveles de energía, son: A) 36 y 19 B) 60 y 29 C) 60 y 19 D) 60 y 18 E) 36 y 29

22. Cuál es el número de neutrones del

elemento. A) 13 B) 40 C) 14 D) 26 E) 12

23. El factor fundamental para el

enunciado moderno de la ley periódica de elemento, lo hizo: A) Mendeleiev B) Moseley C) Newlands D) Meyer E) Dobereiner

24. Qué elemento no tiene lugar adecuado

en la tabla periódica de forma corta? A) Hidrógeno B) Helio C) Neón D) Argón E) Xenón

25. Quién estableció por primera vez la

relación entre la masa atómica y las propiedades de los elementos al intentar una clasificación de los mismos. A) Newlands B) Dobereiner C) Meyer D) Berzelius E) Mendeleiv

26. Con respecto al quinto periodo se

puede afirmar que: I. Empieza con el Potasio y termina en el Xenón II. Posee 18 elementos III. Presenta 10 metales de transición IV. Empieza con el rubidio y termina con el Xenón A) I y II B) II y III C) Sólo IV D) II, III y IV E) I, II y III

27. Señale lo verdadero y lo falso:

a. Grupo puente: IIB

b. Los metaloides son los mejores conductores de la corriente eléctrica.

c. El “S” es nitrogenoide d. El primer lantánido es el Cerio

(Z=58) A) VFFV B) VVFF C) FFVV D) VFVF E) FFFF

28. Respecto a la tabla periódica moderna,

indicar V o F. ( ) Los Elementos están ordenados de acuerdo a sus pesos atómicos. ( ) Los halógenos son más electropositivos que los metales alcalinos. ( ) El cloro, oxígeno e hidrógeno son elementos representativos. ( ) Los alcalinos se caracterizan porque su configuración electrónica

termina en ns1. A) FFFF B) FVFV C) VFVF D) FFFV E) N.A.

29. Identifique al grupo que contenga un

metal alcalino, un metal de transición y un no metal respectivamente. A) Ca, Pa, U B) Na, Al, At C) Ca, Cr, Sc D) Rb, Co, S E) Ca, Ca, S.

30. El selenio y el bromo pertenecen a los

grupos: A) IA y IIA B) IIA y IIIA C) IIB y IVB D) VIA y VIIA E) VB y VIB

31. Los rayos catódicos se forman por:

A) Protones B) Neutrones C) Mesones D) Electrones E) Neutrones

32. Los isótopos son átomos de un mismo

elemento, que tienen: A) El mismo número atómico y el mismo número másico

41

B) Diferente número atómico y diferente número másico C) Diferente número atómico y el mismo número másico D) El mismo número atómico y diferente número másico E) N.A.

33. Los rayos alfa están constituidos por: A) Electrones B) Antineutrones C) Protones D) Neutrones E) Núcleos de helio

34. En la tabla periódica de forma larga,

los elementos de ordenan, según: A) Su masa atómica creciente B) El número de neutrones en forma

creciente. C) El número atómico creciente. D) El número de electrones más

neutrones, en forma creciente. E) El número de protones más

electrones en forma creciente.

35. En la Tabla Periódica de forma larga, los periodos coinciden con: A) Sub-nivel de energía B) Número cuántico magnético C) Número cuántico orbital D) El número cuántico por spin E) El nivel de energía

36. La teoría que plantea el postulado de

que los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que aquellos en órbitas más alejadas del núcleo, es la: A) Teoría atómica de Bohr B) Teoría atómica de Rutherford C) Teoría atómica de Thompson D) Teoría Atómica de Sommerfeld E) Teoría atómica de Dalton

37. La diferencia de los cuadrados del

número de masa y número atómico de un átomo es 120. Determine el número de electrones si posee 6 neutrones y su carga es 1. A) 6 B) 7 C) 8 D) 9 E) 5

38. En un átomo se cumple que la

diferencia de los cuadrados del número de masa y número atómico es igual a l a suma de su número de masa y número atómico. Determine el número de electrones del átomo si excede en 1 al doble de su número de neutrones. A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4

39. El número de masa de un elemento es

238 y su número atómico es 92. El número de protones que existe en el núcleo de este elemento es: A) 238 B) 92 C) 146 D) 330 E) Faltan datos

40. ¿Indique cuál de las siguientes

afirmaciones es falsa, con respecto al modelo atómico de Bohr? A) Cada órbita electrónica tiene una

energía característica. B) En el modelo atómico de Bohr la

energía está cuantizada. C) Cuando un electrón cae de una

órbita más alejada del núcleo a otra más cerca del núcleo, absorbe un fotón.

D) El núcleo del Átomo es positivo e interactúa electrostá-ticamente con el electrón que gira a su alrededor.

E) Cuando un electrón salta de una órbita a otra, se absorbe o desprende energía.

41. Calcular la carga y signo de un ión que

tiene 24 electrones asociados a un núcleo que tiene una carga positiva de 26. A) 26, negativo B) 12, positivo C) 2, negativo D) 4, negativo E) 2, positivo

42. Sabiendo que uno de los isótopos del

magnesio tiene 12 protones y neutrones en su núcleo y que sodio tiene 11 electrones en su envoltura, señale la respuesta incorrecta. A) El número atómico del sodio es 11.

42

B) El peso atómico del magnesio aproximadamente es igual a 22.

C) El magnesio tiene 12 electrones en su envoltura.

D) El sodio tiene un electrón en última órbita.

E) La valencia del magnesio es igual a 1.

43. El cloro natural tiene número atómico

17 y masa atómica 35,5. ¿Cuántos protones tiene en su núcleo?. A) 7 B) 17 C) 12,5 D) 23 E) 35,5

44. ¿Qué valor del número cuántico “n” es

el que permite solamente orbitales tipo s, p, y d? A) 2 B) 1 C) 4 D) 3 E) 5

45. El modelo atómico de Thompson se le conoce como: A) Átomo vacío B) Budín de pasas C) Átomo perfecto D) Racimo de uvas E) Átomo de hidrógeno

46. El Nº atómico nos indica la cantidad de:

A) Neutrones B) Protones C) Mesones D) Átomos E) Nucleones

47. Indique la afirmación incorrecta:

A) Tiene 24 protones B) Tiene 25 nucleones C) Tiene 22 electrones D) Tiene 25 neutrones E) N.A.

48. El átomo 53A posee 27 neutrones y es

isótopo con el A2+ . Hallar el número de electrones de A2- A) 24 B) 26 C) 28 D) 22 E) 30

49. ¿Indicar, cuántos electrones posee un átomo X si es que posee 35 neutrones? A) 12 B) 13 C) 11 D) 10 E) 14

50. Si un elemento presenta un número

atómico de 52. Indicar a qué periodo y grupo de la tabla periódica corresponde. A) 5; VIA B) 6; VA C) 3; IIA D) 5; VIV. E) 7;VIA

51. Determinar el número atómico de un

elemento que está ubicado en el grupo VIIB y el periodo 6. A) 72 B) 73 C) 74 D) 75 E) 70

52. El ion X-3 posee estructura de gas noble en su última capa, entonces dicho elemento “X” pertenece al grupo. A) VIIA B) VA C) IVA D) VIA E) VIIB

53. Señale el número atómico de un

elemento representativo. A) 24 B) 56 C) 47 D) 59 E) 96

54. Un futuro cachimbo de la UNSAAC al

estar estudiando la Tabla Periódica observa determinadamente a un elemento que le falta como dato su número atómico, entonces decide que el profesor la calcule realizando la siguiente pregunta: Profesor, podría usted calcular el número atómico de un elemento que se encuentra en el quinto período y el grupo VIIA? A) 84 B) 61 C) 21 D) 53 E) 68

55. Si la configuración electrónica de un

elemento termina en el orbital 4p3. Calcular el período de la tabla periódica al cual pertenece. A) Quinto B) Segundo

43

C) Tercero D) Cuarto E) Primer

56. ¿Cuál de las siguientes alternativas

tiene un elemento líquido? A) Azufre, Oro, Cobre B) Helio, agua, Cromo C) Calcio, yodo, fósforo D) Oxígeno, carbono, Hierro E) Flúor, bromo, plata

57. Determine la pareja incorrecta:

A) Anaxímenes : Aire B) Heráclito : Agua, aire, fuego y tierra C) Thales : Agua D) Demócrito : Átomo E) Aristóteles : División infinita de la materia

58. Los rayos canales fueron descubiertos

por: A) Thompson B) Bohr C) Crookes D) Goldstein E) Plucker

59. Los electrones de todos los átomos

son: A) Iguales B) Diferentes C) Anómalos D) Amfopróticos E) Isotrópicos

60. Hallar el peso atómico de un elemento

que está formado por 3 isótopos cuyas masas atómicas son 40,2; 40,4 y 40,6. Sus abundancias están respectivamente en relación 1; 3 y 5. A) 40,84 B) 40,48 C) 40.24 D) 40,43 E) 40,13

61. Un elemento de número atómico igual

a 8, está formado por dos isótopos donde el número de neutrones de uno de ellos excede en 2 al otro; además el peso atómico del elemento es 13,4 y la abundancia del más ligero es del 80%. Determinar el número de neutrones del más abundante. A) 3 B) 4 C) 5 D) 6 E) 7

62. Hallar el número máximo y mínimo de electrones que puede tener un átomo que solamente posee 6 subniveles llenos. A) 29 y 20 B) 28 y 20 C) 27 y 20 D) 29 y 19 E) N.A.

63. Hallar el número máximo y mínimo de

electrones que puede tener un átomo que solamente posee 2 niveles llenos. A) 10 y 28 B) 10 y 27 C) 10 y 29 D) 3 y 27 E) 10 y 24

64. Hallar el número máximo y mínimo de electrones que puede tener un átomo que solo posee 3 subniveles «d» llenos. A) 80 y 111 B) 80 y 110 C) 79 y 109 D) 79 y 111 E) 80 y 100

65. Hallar el número máximo de electrones

que puede tener un átomo que solamente posee 15 orbitales llenos. A) 30 B) 31 C) 32 D) 33 E) 36

66. Hallar el número máximo y mínimo de

electrones que puede tener un átomo que solamente posee 5 niveles. A) 38 y 72 B) 38 y 54 C) 37 y 54 D) 89 y 99 E) 36 y 96

67. ¿Que tipos de subniveles presenta un

átomo cuyo elemento químico se encuentra en el tercer período? A) solamente s B) s y p C) solamente p D) s,p y f E) s, p, d, f

68. ¿En qué grupo se encontrará un

elemento con 2 orbitales apareados en subniveles p? A) IA B) VI A C) III A D) IV A E) VII A

44

69. Indicar qué número atómico pertenece al cuarto período. A) 12 B) 14 C) 16 D) 23 E) 39

70. ¿Cuál será el número atómico de un

elemento que pertenece al período 4 y al grupo VI de transición? A) 18 B) 23 C) 24 D) 37 E) 38

71. Un elemento X pertenece al grupo VII

A y al tercer período de la tabla periódica moderna, además de 18 neutrones; determine el número de masa de un átomo que es isóbaro con X. A) 31 B) 32 C) 33 D) 34 E) 35

72. Las 4 zonas de la tabla de Werner, se

denominan: A) ns, np, nd, nf B) ns, n, p, nd, (n-3)f C) ns, np, (n-2)d, (n-1)f D)ns, (n-1)p, (n-2)d, nf E) ns, np, (n-1)d, (n-2)f

73. Se tiene un elemento anfígeno que

pertenece al segundo período. Indique la configuración electrónica del elemento si su carga es -1. A) 1s2 2 s2 2p4 B) 1s2 2 s2 2p5 C) 1s2 2 s2 2p3 D) 1s2 2 s2 2p6 3d1 E) N.A.

74. El Flúor está representado por F , el

elemento que se representa por un arreglo similar se ubica en la Tabla Periódica. A) Grupo IV A B) Grupo III B C) Grupo I A D) Grupo VII A E) Grupo VI A

75. ¿A qué grupo pertenece un cierto elemento E cuyo ión E3- es isoelectrónico con el

17Cl1-?

A) Alcalino B) Alcalino Térreo C) Gas noble D) Anfígeno E) Nitrogenoide

76. El concepto más apropiado de enlace

químico es: A) La atracción de los iones. B) La unión de las moléculas. C) La unión de los átomos en las

moléculas o en los agregados atómicos.

D) La transferencia de electrones de un átomo a otro.

E) La afinidad electrónica. 77. En un enlace covalente:

A) Los átomos formando el enlace están en forma de iones.

B) Hay transferencia total de electrones de un átomo a otro.

C) Los electrones son compartidos en forma relativamente igual por los dos átomos.

D) El pasaje de la corriente eléctrica es muy fácil.

E) La gran diferencia de electronegatividad lo que mantiene el enlace.

78. ¿Cuándo se unen el litio con el bromo

para formar el bromuro de litio, lo hacen por enlace? A) Covalente normal B) Covalente coordinado C) Electrovalente D) Metálico E) N.A.

79. De las siguientes parejas de fórmulas,

identifica aquella en que las uniones sean ambas covalentes polares. A) H

2O B) CO

2 – KCl

C) H2O - HCl D) HCl - NH3

E) FeO - SO2

45

80. La fuerza de atracción que hay entre los átomos de los metales se llama enlace? A) Covalente apolar B) Iónico C) Metálico D) Covalente coordinado E) Divalente polar

81. Los átomos A, B, C y D están en un

mismo período, si tienen 1, 3, 5, 7 electrones de valencia respectivamente. Halle el tipo de enlace que forman C con D. A) Covalente puro B) Covalente polar C) Iónico D) Metálico E) Ningún enlace

82. Identifique el par de electrones que se

unen por covalencia. A) Ag-O B) K-H C) Fe-Cl D) S-O E) S-K

83. Los átomos se unen por enlace iónico,

cuando: A) Tienen más de 4 electrones de valencia. B) Los dos tienen alta afinidad electrónica. C)Tienen bastante diferencia en sus electronegatividades. D) Tienen ambos gran volumen atómico. E) Tienen igual electronegatividad.

84. De las siguientes moléculas covalentes: O2, H2O, CO2, HCl y CH2.

¿Cuántas son no polares? A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4

85. Cuando el elemento magnesio se

combina con el elemento cloro cada átomo de magnesio. A) Gana dos electrones B) Pierde dos electrones. C) Pierde un electrón D) Gana un electrón.

E) No gana ni pierde 86. Si se tiene los elementos 17X y 37W

al combinarse ambos que clase de enlace formará. A) Covalente puro B) Covalente polar C) Covalente dativo D) Iónico E) Metálico

87. Se tiene el elemento Galio (Z = 31).

¿Cuál será su número de oxidación característico? A) +1 B) +2 C) +3 D) +4 E) +5

88. Se tiene un átomo metálico

perteneciente al quinto período cuya

configuración de Lewis es: . X .. Luego cuando reaccione con otro elemento, cuál será su número de oxidación característico. A) +3 B) +2 C) –2 D) -1 E) +4

89. Determine cuál de las siguientes

moléculas tiene uno o más enlaces covalentes coordinados: CO

2 ; H

2O ;

O2; SO

2 y HCl.

A) CO2 B) H

2O C) O

2

D) SO2

E) HCl

90. Si tenemos los siguientes elementos X

(Z=7), y (Z=10) al reaccionar que tipo de enlace pueden formar. A) Covalente puro B) Covalente polar C) Iónico D) Metálico E) Ninguno

91. Cuando el elemento Estroncio

divalente, se combina con el elemento Bromo, cada átomo de Estroncio. A) Gana dos electrones B) Pierde dos electrones C) Pierde un electrón D) Gana un electrón

46

E) No gana ni pierde

CONCEPTOS PRELIMINARES SIMBOLO QUIMICO

Es el signo o símbolo abreviado de un elemento químico, este símbolo generalmente vienen a ser la primera letra del nombre del elemento o dos letras representativas de este. La primera letra siempre será mayúscula y de usarse una segunda será minúscula. Los nombres de los elementos atienden a diversos criterios, como por ejemplo: Nombres Latinos

Sodio: Natrium Na

Hierro: Ferrum Fe

Oro: Aurum Au Nombre de un Científico

Einstenio: Albert Einstein Es

Curio: Mary Curie Cm

Hahnio: Otto Hahn Ha

Nombre de un País o Región.

Holmio: Estocolmo Ho

Galio: Francia Ga Nombre de un Planeta, astro

Telurio: Tierra Te

Selenio: Luna Se

Mercurio: Planeta Mercurio Hg Considerando sus propiedades

Fluor: Fluido F

Oxígeno: Oxígeno ácidos O

Hidrógeno: Forma agua H VALENCIA

Es la capacidad de combinación que tiene todo átomo, la valencia indica el número de enlaces que realiza. La valencia está representada por un número entero que carece de signo. ESTADO DE OXIDACION

Llamado también Número de Oxidación (N.O.); viene a ser número de electrones que un átomo gana, cede o comparte.

LOS ELEMENTOS QUÍMICOS POR FAMILIAS

NOMENCLATURA

QUÍMICA INORGÁNICA

47

48

Es la notación química; es decir la forma de nombrar los diversos compuestos químicos. Tenemos las siguientes: 1. Nomenclatura Trivial Es la de uso común o popular. Ejemplos:

NaOH Llamada Sal gema CaO Llamada Cal NaOH Llamada Soda MgO Llamada Leche de magnesia, etc. 2. Nomenclatura Estequiométrica o Stock

Aquí se hace referencia a los componentes del compuesto, indicando su relación estequiométrica. Ejemplos:

Fe3O4 : Tetraóxido de trihierro

V2O5 : Pentaóxido de divanadio

3. Nomenclatura Funcional

Basado en la línea de génesis u origen del cual derivan los compuestos, aquí se usan nombres tales como: anhídridos, hidróxidos, aminas, oxiácidos. 4. Nomenclatura IUPAC (International Union of Pure and Apply Chemistry) -Unión

Internacional de Química Pura y Aplicada-

En este tipo de nomenclatura se nombra a los constituyentes del compuesto así como a las valencias de los elementos del compuesto. Ejemplos:

V3O5 : Óxido de Vanadio (V)

Br2O7 : Óxido de Bromo (VII)

Son aquellos compuestos formados por dos elementos. 1. COMPUESTOS BINARIOS CON OXIGENO A) FUNCION OXIDOS

Son compuestos binarios que se obtienen por combinación del oxígeno con un elemento químico (excepto los gases nobles).

Óxido Básico o Metálico NOMENCLATURA

En el primer caso los compuestos se nombran compuestos se nombran utilizando la palabra «ÓXIDO», seguida de la preposición «DE», y el nombre del metal

NOMENCLATURA QUÍMICA

OXÍGENO + METAL ÓXIDO BÁSICO

COMPUESTOS BINARIOS

49

o no metal indicando su valencia entre paréntesis y números romanos. Ejemplo:

O2 + Ca2 Ca2O2

Finalmente, simplificando los subíndices: CaO Óxido de Calcio.

O2 + Cu Cu2O: Óxido de cobre (I)

PbO2 Óxido plúmbico

FeO Óxido ferroso Na2O Óxido sódico

Au2O Óxido áurico

Ag2O Óxido argéntico

PbO2 Óxido de plomo (IV)

ZnO Óxido de Zinc (II). B) FUNCIÓN ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHIDRIDOS

Para el caso de la unión de un no metal y el oxígeno (Óxidos ácidos), se puede utilizar la Nomenclatura Funcional; que se hace enunciando la palabra «ANHIDRIDO» seguido del nombre del no metal terminado en sufijos:

Óxido ácido o Anhídrido

Ejemplo:

Para 1 valencia: Boro (B = 3)

B3 + O2 B2O3 : Anhídrido bórico

Para 2 valencias: Carbono (C = 2,4)

C2 + O2 CO : Anhídrido Carbonoso

C4 + O2 CO2: Anhídrido Carbónico

Para 3 valencias: Azufre (S = 2,4,6)

S2 + O2 SO Anhídrido Hiposulfuroso

S4 + O2 SO2 Anhídrido Sulfuroso

S6 + O2 SO3 Anhídrido Sulfúrico

Para 4 valencias: Cloro (Cl = 1,3,5,7)

Cl1 + O2 Cl2O : Anhídrido hipocloroso

Cl3 + O2 Cl2O3: Anhídrido Cloroso

Cl5 + O2 Cl2O5: Anhídrido Clórico

Cl7 + O2 Cl2O7: Anhídrido Perclórico

2. COMPUESTOS BINARIOS CON HIDRÓGENO FUNCION HIDRUROS

Se trata de compuestos binarios que se obtienen por combinación de hidrógeno con un elemento químico. El elemento químico puede ser metálico o no metálico. A) HIDRUROS METÁLICOS

Resultan de la unión del hidrógeno con metal (generalmente de la familia de los Metales alcalinos y alcalino térreos).

Ejemplo:

Na1 + H1 NaH : Hidruro de Sodio

K1 + H1 KH : Hidruro de Potasio

OXÍGENO + NO METAL ÓXIDO ÁCIDO

METAL + HIDRÓGENO HIDRURO

N°

1

2

3

4

Valencia

V. Única

V. Menor

V. Mayor

V. Menor

V. Intermedia

V. Mayor

V. Menor

V. Int. Menor

V. Int. Mayor

V. Mayor

Prefijo

............

............

............

Hipo

............

............

Hipo

............

............

Per

Sufijo

ICO

ICO

OSO

OSO

OSO

ICO

OSO

OSO

ICO

ICO

50

Ca2 + H1 CaH2: Hidruro de Calcio

B) HIDRUROS NO METÁLICOS O HIDRÁCIDOS

Se forman al combinarse el hidrógeno con un elemento no metálico del grupo VIA y VIIA.

NOMENCLATURA

Colocamos en primer lugar la palabra ácido, luego el nombre del no metal pero terminado en la palabra «HÍDRICO». Otra forma es utilizando el nombre del no metal terminado en la palabra «URO», seguido de la palabra «HIDRÓGENO» Ejemplos:

S2 + H1 H2S Ácido sulfhídrico

Sulfuro de Hidrógeno

Se2 + H1 H2Se: Ácido Selenhídrico

Seleniuro de hidrógeno Casos especiales de Hidrácidos

Son aquellos hidruros que resultan de la combinación del hidrógeno con un elemento del grupo IVA y VA, en algunos casos también el grupo IIIA. Estos compuestos toman nombres especiales. Ejemplo: BH3 Borano

NH3 Amoníaco

CH4 Metano

SbH3 Estibina

AsH3 Arsina o arsenamina

SiH4 Silano

NH4 Amoniaco

PH3 Fosfina o fosfamina

C) SALES BINARIAS

Son compuestos binarios que resultan de la unión de elementos metálicos y no metálicos; donde al menos uno de los no metales actúa con su menor valencia.

NOMENCLATURA

Se nombran primero el elemento no metálico terminado en la palabra URO, seguido del nombre del no metal. Ejemplos:

NaCl Cloruro de Sodio PN Nitruro de Fósforo (III) LiBr Bromuro de Litio CCl4 Cloruro de carbono (IV)

Kl Yoduro de potasio BaSe Seleniuro de Bario Fe2S3 Sulfuro Férrico

PbBr4 Bromuro Plumboso

CuI4 Yoduro cúprico

EJERCICIOS DE APLICACIÓN DIRECTA

A) Escriba la fórmula correspondiente a las siguientes compuestos:

1. Oxido auroso ….………

2. Oxido de aluminio ….………

3. Oxido de hierro (II) ….………

4. Oxido cobaltoso ….………

5. Oxido manganoso ….………

6. Oxido de plomo (IV) ….………

7. Peróxido de potasio ….………

8. Peróxido de hidrógeno ….………

9. Peróxido de calcio ….………

10. Superóxido de litio ….………

11. Superóxido de rubidio ….………

12. Superóxido de berilio ….………

13. Anhídrido nítrico ….………

14. Anhídrido sulfúrico ….………

15. Anhídrido Hipobromoso ….………

16. Anhídrido permangánico ….………

NO METAL + HIDRÓGENO HIDRÁCIDO

METAL + NO METAL SAL BINARIA

NO METAL + NO METAL SAL BINARIA

51

M(OH)n

17. Anhídrido yodoso ….………

18. Anhídrido hipoteluroso ….………

19. Anhídrido carbónico ….………

20. Hidruro de calcio ….………

21. Fosfamina ….………

22. Amonio ….………

23. Hidruro de potasio ….………

24. Hidruro de berilio ….………

25. Hidruro de estaño (II) ….………

26. Hidruro de bario ….………

27. Acido selenhídrico ….………

28. Acido yodhídrico ….………

29. Ácido fluorhídrico ….………

30. Ácido bromhídrico ….………

31. Ioduro de calcio ….………

32. Fluoruro de Mn (III) ….………

33. Niruro de plomo (IV) ….………

34. Cloruro de aluminio ….………

35. Arseniuro de cobre (I) ….………

B) Escriba Ud., los nombres de las

siguientes fórmulas:

1. Na2 : …………………….........

2. Cr2O3 : …………………….........

3. Ni2O3 : …………………….........

4. K2O3 : …………………….........

5. Au2O3: …………………….........

6. Na2O2 : …………………….........

7. K2O2 : …………………….........

8. LiO3 : …………………….........

9. CaO4 : …………………….........

10. BeO4 : …………………….........

11. RbO2 : …………………….........

12. CeO2 : …………………….........

13. Cl2O3 : …………………….........

14. N2O3 : …………………….........

15. I2O : …………………….........

16. Br2O2: …………………….........

17. P2O3 : …………………….........

18. SiO2 : …………………….........

19. B2O3 : …………………….........

20. BaH2 : …………………….........

21. LiH: …………………….........

22. CsH : ……………………......... 23. SrH2 : …………………….........

24. H2Se : …………………….........

25. ClF3 : …………………….........

26. Mg3N2 : …………………….........

27. NiCl2 : …………………….........

28. HCl : …………………….........

29. Hl : …………………….........

30. HAt : ……………………......... 31. H2S : …………………….........

32. Cl2O7 : …………………….........

33. Hg2O : …………………….........

34. H2Te : …………………….........

35. NaCl : …………………….........

Son aquellos compuestos inorgánicos que están constituidos por la unión de tres elementos metales o no metales. A) HIDROXIDOS O BASES

Se denomina así a aquellos compuestos que contienen el radical hidróxido u oxidrilo (OH) y un elemento metálico; tiene por fórmula general la siguiente:

Donde: M: Metal neto OH: Radical Oxidrilo n: Valencia del Metal

COMPUESTOS TERNARIOS

52

Los Hidróxidos pueden obtenerse a partir de los óxidos metálicos a los cuales se les añade una molécula de agua.

NOMENCLATURA

Se enuncia primero la palabra «HIDRÓXIDO», seguido de la preposición «DE», enunciando a continuación el nombre del metal o radical positivo, indicando luego, entre paréntesis y números romanos, su valencia. Ejemplos:

CaO + H2O Ca(OH)2 Hidróxido de

Calcio

Au2O + H2O Au(OH) Hidróxido de

oro (I)

Au2O3 + 3H2O Au(OH)3 Hidróxido

de oro (III) B) ACIDOS OXÁCIDOS

Son compuestos ternarios integrados por Hidrógeno, No Metal y Oxígeno, cuya fórmula es:

HmXnOp

Donde: H: Hidrógeno X: No metal O: Oxígeno m,n, p: Subíndices Normalmente, estos compuestos se obtienen haciendo reaccionar óxidos no metálicos (anhídridos) con agua.

NOMENCLATURA

Para la lectura de este tipo de compuestos se utiliza la nomenclatura funcional, enunciando primero la palabra «ÁCIDO» seguido de la correspondiente del no metal derivado de su anhídrido; entonces se debe

utilizar los prefijos y terminaciones correspondientes. Ejemplos:

Cl2O b+ H2O HClO Ácido

Hipocloroso

Cl2O3 + H2O HClO2 Ácido

cloroso

Cl2O5 + H2O HClO3 Ácido

clórico

Cl2O7 + H2O HClO4 Ácido

Perclórico

Mn2O7 + H2O HMnO4 Ácido

Permangánico C) OXÁCIDOS POLIHIDRATADOS

En este caso se combina al óxido ácido con más de una molécula de agua. Esto no ocurre con cualquier no metal, solamente con algunos como por ejemplo P, As, Sb, B, S, Se, Te, etc. NOMENCLATURA

En cuanto a su nomenclatura, se usan los nombres de los oxácidos normales a los cuales se les añade prefijos de acuerdo al siguiente cuadro:

D) TIOÁCIDOS

Se originan al sustituir en forma parcial o total, los oxígenos de un oxácido, por igual número de átomos de azufre. NOMENCLATURA

Para nombrar a un tioácido, se usa el nombre del oxácido al cual le agregamos prefijos de acuerdo al siguiente cuadro:

OXIDO METAL + H2O HIDRÓXIDO

ANHIDRIDO + H2O ÁCIDO OXÁCIDO

PREFIJO

META 1 Anh+1 HO2 1 Anh+1 HO2

PIRO 2 Anh+1 HO2 1 Anh+2 HO2

ORTO 1 Anh+2 HO2 1 Anh+3 HO2

VALENCIAPAR

VALENCIAIMPAR

PREFIJO

TIODITIOTRITIO...SULFO

1 Oxígeno2 Oxígenos3 Oxígenos..................Todos los Oxígenos

N° DE OXÍGENOSSUSTITUIDOS

53

Las sales son sustancias electrovalentes que resultan de la combinación entre los oxácidos y los hidróxidos, al disolverse en el agua dan iones. NOMENCLATURA

Su nomenclatura y terminaciones están expresadas en el siguiente cuadro:

A) SALES OXISALES NEUTRAS.

Son compuestos ternarios que resultan de la reacción entre los ácidos oxácidos con un hidróxido o base. Las sales neutras presentan como fórmula general es la siguiente:

MxRy

Donde: M = Metal R = Radical aniónico

NOMENCLATURA

Para nombrar las sales oxisales neutras se designa en primer lugar el nombre del radical y luego el nombre del metal terminado en oso o ico según su valencia. Ejemplos:

H2CO3 + Zn(OH)2 ZnCO3 + 2H2O:

Carbonato de zinc

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O :

Sulfato de sodio

H3BO3 + Al(OH)3 AlBO3 + 3H2O:

Borato de aluminio

4HClO2 + Pb(OH)4 Pb(ClO2)4 +

4H2O : Clorito plúmbico

B) SALES OXISALES ACIDAS

Son aquellas que provienen de la sustitución parcial de los hidrógenos del oxácido por un metal. Su fórmula general es:

MHR

Donde: M = Metal H = Hidrogenión R = Radical aniónico.

Las oxisales ácidas se obtienen de la unión de oxácidos con hidróxidos en la cual existe mayor cantidad de Hidrogeniones. NOMENCLATURA

Para nombrar una sal ácida, se procede de dos maneras: 1. Se enuncia el nombre del radical aniónico, seguido de la palabra «ÁCIDO» antepuestos de los prefijos di, tri, tetra, etc de acuerdo a la cantidad de hidrógenos, y luego el nombre del metal con su respectiva terminación. 2. Otra forma de nombrar es usando primero la palabra hidrógeno antepuesto de prefijos di, tri, tetra, etc., seguido del

OXÁCIDO+BASE OXISAL NEUTRA+H2O

OXÁCIDO+BASE OXISAL ÁCIDA+H2O

FUNCION SALES

......................HIDRICO ............................URO

HIPO.....................OSO HIPO.....................ITO

PER......................ICO PER......................ATO

.............................OSO .............................ITO

..............................ICO ..............................ATO

ÁCIDO TERMINADOEN:

SAL TERMINADAEN:

54

nombre del radical y luego el nombre del metal. Ejemplos:

H2SO4 + NaOH NaHSO4 + H2O :

Sulfato de Acido de sodio Hidrógeno sulfato de sodio

H3BO3 + LiOH LiH2BO3 + H2O :

Borato de ácido de litio Dihidrógeno borato de litio

H3PO4 + Fe(OH)2 FeHPO4 + H2O :

Fosfato ácido ferroso Hidrógeno Fosfato ferroso

C) HIDROXISALES U OXISALES BÁSICAS

Resultan de la sustitución parcial de los grupos funcionales hidróxidos (OH) de un hidróxido. Su fórmula general es:

MOHR

Donde: M = Metal OH = Oxidrilo R = Radical aniónico Las sales Básicas se obtienen de la unión de oxácidos con hidróxidos en la cual existe mayor cantidad de Oxidrilones. NOMENCLATURA

Para nombrar una Sal Básica, se procede de dos maneras: 1. Primero nombramos el radical, seguido de la palabra «BASICO» antepuesto de los prefijos di, tri, etc., de acuerdo a la cantidad de OH existentes, y luego el nombre del metal con su respectiva terminación. 2. Nombramos la palabra «HIDROXI» con los prefijos di, tri, etc, de acuerdo a la cantidad de «OH» existentes, luego el nombre del radical y finalmente el nombre del metal. Ejemplos:

HNO3 + Ca(OH)2 Ca(OH)NO3+H2O

Nitrato básico de calcio Hidroxinitrato de calcio

H2SO3+Pb(OH)4 b(OH)2SO3+2H2O

Sulfito dibásico plúmbico Dihidroxisulfito plúmbico

H3CO3 + Al(OH)3 AlOHCO3 + 2H2O

Carbonato básico aluminico Hidroxicarbonato aluminico

D) SALES OXISALES DOBLES

Son sales normales que resultan de la unión o combinación de dos o más sales neutras. Las sales dobles son aquellas en las cuales se sustituye las cargas negativas del radical aniónico por dos metales o un metal y un radical catiónico. NOMENCLATURA

Para nombrar las sales dobles; primero se enuncia el nombre del radical aniónico seguido de la palabra «DOBLE»y luego el nombre de los dos metales en forma correlativa de derecha a izquierda. Ejemplos:

Al2(SO4)3 + CuSO4 Al2Cu(SO4)4

Sulfato doble cúprico y alumínico

CaCO3 + MgCO3 CaMg(CO3)2

Carbonato doble de Magnesio y calcio EJERCICIOS DE APLICACIÓN DIRECTA

A) Escriba la fórmula correspondiente a las siguientes compuestos:

1. Hidróxido férrico ……………

2. Hidróxido cuproso ……………

3. Hidróxido niquélico ……………

4. Hidróxido mercurioso ……………

5. Hidróxido de cobalto (III) ……………

OXÁCIDO+BASE OXISAL BÁSICA+H2O

55

6. Hidróxido de manganeso (II) ..………

7. Ácido nítrico ……………

8. Ácido sulfuroso ……………

9. Ácido yodoso ……………

10. Ácido Hipoteluroso ……………

11. Ácido Permangánico ……………

12. Ácido Hipobromoso ……………

13. Ácido Fosfórico ……………

14. Ácido Telúrico ……………

15. Ácido Metafosforoso ……………

16. Ácido Piroarsénico ……………

17. Ácido Ortonítrico ……………

18. Ácido. Ortofosfórico ……………

19. Sulfuro de Calcio ……………

20. Carbonato de bario …………

21. Permanganato de litio ……………

22. Clorato de Calcio ……………

23. Hipoclorito de Sodio ……………

24. Ortofosfato de Plata ……………

25. Piroarsenato de bario ……………

26. Metaborato de zinc ……………

27. Ortosilicato de Oro (III) ……………

28. Bicarbonato de sodio ……………

29. Nitrato de plata ……………

30. Perclorato de Bario ……………

B) Escriba Ud., los nombres de las

siguientes fórmulas:

1. Ni(OH)2 : ……………………............

2. KOH : ……………………............ 3. Pb(OH)2 : ……………………............

4. Co(OH)2 : ……………………............

5. Al(OH)3 : ……………………............

6. Sn(OH)4 : ……………………............

7. NH4(OH) : ……………………............

8. Ba(OH)2 : ……………………............

9. HBrO : ……………………............ 10. H2SeO2 : ……………………............

11. H2SO2 : ……………………............

12. H2BO2 : ……………………............

13. HBrO4 : ……………………............

14. HNO2 : ……………………............

15. H2SO2 : ……………………............

16. H2S2O5 : ……………………............

17. HMnO4 : ……………………............

18. H2MnO3 : ……………………............

19. H2CrO4 : ……………………............

20. H2CO3 : ……………………............

21. H2TeO3 : ……………………............

22. (MnO4) : ……………………............

23. (ReO4)-2 : ……………………............

24. (HPO4)-2 : ……………………............

25. (AsO4)-3 : ……………………............

26. CO4-4 : ……………………............

27. NO2-2 : ……………………............

28. AlO2- : ……………………............

29. BO2- : ……………………............

30. BO2-3 : ……………………............

31. H3PO3 : ……………………............

PROBLEMAS PROPUESTOS

1. La fórmula que corresponde al orfosfito

de magnesio y potasio. A) KMg2PO3 B) KMgPO3

C) KMg(PO3)2 D) K2MgPO2

E) KMg (PO2)3

2. La reacción que corresponde a la

obtención del ácido hipobromoso, es:

A) Br2O7 + H2O

B) Br2O5 + H2O

C) Br2O + H2O

D) Br2O3 + H2O

E) BrO + H2OB

56

3. La reacción correcta para obtener hidróxido de aluminio es:

A) Al3O2 + H2O

B) AlO + H2O

C) Al2O4 + H2O

D) Al2O3 + 3H2O

E) AlO2 + 2H2O

4. La fórmula Fe2 (SO4)3 corresponde al:

A) Sulfato de hierro (II) B) Sulfito de hierro (II)

C) Sulfato de hierro (III) D) Sulfito de hierro (III)

E) Bisulfito de hierro (II) 5. El compuesto NaHSO4 pertenece a la

función: A) Oxisal ácida B) Oxisal básica C) Oxisal neutra D) Oxácido E) Oxisal doble.

6. La fórmula del yodato de sodio es:

A) NaI B) NaIO C) NaIO3

C) Na2I E) NaI2 7. Los compuestos que en su constitución

no poseen H+ ni OH- reemplazables, se denominan: A) Oxisal básica B) Oxisal ácida C) Oxácido D) Oxisal neutra E) Oxisal doble

8. La fórmula del sulfato de calcio:

A) Ca (SO4)2 B) CaS2

C) CaSO4 D) Ca2(SO4)3 E) Ca2SO4

9. La función oxisal básica presenta en su

constitución:

A) Uno o más Hidrógenos reemplazables. B) Uno o más oxígenos reemplazables. C) Uno o más metales reemplazables. D) Uno o más oxidrilos reemplazables. E) Uno o más no metales reemplazables.

10. La función hidróxido o base contiene

necesariamente el radical: A) Sulfato B) Oxidrilo C) Hidrogenión D) Oxianión E) Sulfito

11. La fórmula Ba3(PO4)2 corresponde a:

A) Fosfato de bario (III) B) Fosfito de bario (III) C) Fosfato de bario (II) D) Fosfito de bario (II) E) Fosbarito

12. La fórmula del ortofosfito de cadmio y

litio es: A) LiCd2PO3 B) LiCdPO3

C) LiCd (PO3)2 D) Li2CdPO2 E) LiCd (PO3)3

13. La fórmula que corresponde al

hidróxido de rubidio es: A) Rb(OH)2 B) Rb(OH)3

C) RbOH D) Rb(OH)4

E) Rb2(OH)3

14. ¿Qué fórmula corresponde al hidróxido

de estaño (II)?. A) Sn(OH)4 B) Sn2(OH)

C) Sn2 (OH)2 D) Sn(OH)2 E) Sn2(OH)3

15. La fórmula HBrO2; corresponde a:

A) Ácido brómico B) Ácido bromoso C) Ácido hipobromoso D) Ácido bromhídrico E) Ácido perbrómico

57

16. 16.¿Qué fórmula corresponde al ácido

selénico? A) H2SeO4 B) HseO

C) H2SeO3 D) H2SeO2 E) HSeO4

17. La fórmula H4P2O7; corresponde a:

A) Ácido Fosfórico B) Ácido Fosforoso C) Ácido Pirofosfórico D) Ácido Metafosforoso E) Ácido Pirofosforoso

18. El Sn3(HSiO4)4 es un compuesto que

tiene por nombre: A) Silicato de estaño (II) B) Pirosilicato estannoso C) Ortislicato estannoso D) Ortosilicato estánnico E) Pirosilicato estánnico

19. En cuál de los siguientes compuestos

el nitrógeno tiene un estado de oxidación de +5. A) NH4OH B) NO2 C) HNO2

D) (NH4)2SO4 E) N2O

20. Elija el compuesto que contenga un no

metal pentavalente. A) Anhídrido sulfúrico B) Clorato de potasio C) Acido carbónico D) Sulfato de Bario E) Peryodato de sodio

21. Cuál de las siguientes alternativas indica el nombre correcto de los compuestos Mn2O3 y CuI2,

respectivamente. A) Oxido de magnesio (II), yoduro de cobre (II) B) Oxido de manganeso (II), yoduro de cobre (I) C) Oxido de manganeso (II), yoduro de cobre (I)

D) Oxido de manganeso (III), yoduro de cobre (II) E) Oxido de magnesio (II), yoduro de cobre (II)

22. Del Hipoclorito de Calcio (I) se puede

afirmar que: A) Es una oxisal compuesta B) Es una sal del Acido cloroso C) Es una sal sin oxígeno D) Su fórmula es Ca(ClO)2

E) Es una sal haloidea 23. ¿Cuál de los siguientes ácidos se

encuentra mal formulado? A) H2SO4 B) H3ClO3

C) H6TeO4 D) HNO3

E) H3PO4

24. En la siguiente relación: Indicar el

número de ácidos polihidratados: H2S2O4 ; H2SO5 ; H2Cl4O11 ;

H3PO4 A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4

25. ¿Cuál de las siguientes sales tiene

mayor atomicidad? A) Selenito auroso B) Carbonato de Calcio C) Clorato de potasio D) Permanganato de sodio E) Sulfato de sodio

26. Indique el nombre del compuesto:

K2CS3.

A) Sulfo de potasio B) Tritio de carbonato potásico C) Sulfocarbonato de potasio D) Tiocarbonato de potasio E) Carbonato tio de potasio

27. Qué radical no existe:

A) CrO2 B) PH4+ C) NH4

+

D) PO3-3 E) NO2

-

58

28. Una de las reacciones químicas no es

verdadera:

A) Oxácido + base Oxisal + H2O

B) Hidrácido+base Haloidea+ H2O

C) No metal + O2 anhídrido

D) Metal + H2 hidrácido

E) Oxido ácido + H2O oxácido

29. Qué compuesto no lleva correctamente

su nombre: A) KCl Cloruro de potasio B) FeCl3 Tricloruro de hierro

C) NaHSO4 Sulfato ácido de sodio

D) CuI Yoduro de cobre E) MgSe Seleniuro de magnesio

30. Si la representación HXO3,

corresponde a un oxácido. Se puede afirmar que: I. «X» tienen valencia impar. II. «X» puede ser yodo III. «X» formará necesariamente hidrácidos.

31. En la molécula de un compuesto

existen 4 átomos de nitrógeno. Correspondería a alguna de las siguientes sustancias? A) Nitrito de sodio B) Sulfato de amonio C) Tetra óxido de nitrógeno D) Ácido nitroso E) Ácido sulfuroso

32. Señalar el compuesto que tiene menor cantidad de azufre por molécula: A) Ácido ditioselenioso B) Ácido sulfonítrico C) Ácido ortosulfúrico D) Ácido ditioyodoso E) Ácido disulfuroso.

33. Determine la fórmula del ácido

ortobórico

A) H2BO4 B) H2BO3

C) H2B2O D) HB2O3

E) HB2O3

34. Hallar la fórmula del piroarsenato de

hierro (III). A) Fe3(As2O7)2 B) Fe(As2O7)2 C) Fe3(As2O7)4 D) Fe4(As2O7)3

E) Fe2(As2O7)3

35. La fórmula correcta para el metasulfato

de calcio, es: A) Ca2SO4 B) Ca2SO3

C) CaSO4 D) CaSO2

E) Ca2SO3

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA

Es el estudio de las diferentes unidades que se emplean para expresar la masa de las sustancias y su relación con el número de partículas contenidas en ella (átomos, moléculas, iones, protones, etc.) MASA

Es la cantidad de materia sustancial que posee un cuerpo; su valor es el mismo en cualquier parte del universo. Durante un análisis químico, se necesitan datos de masa muy confiable, para ello se utiliza generalmente una balanza analítica. Las unidades de masa son: kg, g, mg, ..... ,etc. UNIDAD DE MASA ATOMICA (uma)

Viene a ser la doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12 (C - 12), al cual según IUPAC se le asignó por convención una masa de 12 uma en 1 962.

12

612

11 Cmasauma

Equivalencia:

guma 24106611 ,

59

Masa Atómica

Es la masa relativa de cada isótopo expresado en «uma» el cual es determinado mediante el espectrómetro de masas (instrumento que en base a un campo magnético y la relación: carga/masa separa los isótopos ionizados de un elemento, determinando la masa y el porcentaje de abundancia). Hipótesis de Avogadro

El físico italiano Amadeo Avogadro, en 1811 estableció que volúmenes iguales de gases, a temperatura y presión equivalentes, contienen un mismo número de moléculas. Este enunciado recibió el nombre de ley de Avogadro. Fue una teoría importante en el desarrollo de la química, aunque el número en concreto no pudo calcularse hasta finales del siglo XIX. Aunque las consideraciones sobre volumen no son aplicables a líquidos y sólidos, el número de Avogadro es válido para todas las sustancias. Número de Avogadro o Constante de Avogadro

El número de moléculas de un mol de cualquier sustancia, representado por el

símbolo NA está dado por 6,023x1023.

Condiciones Normales (CN)

Se denominan así a circunstancias especiales de temperatura y presión que permiten hallar valores estándar a las que se refiere la ley de Avogadro y para ciertos cálculos. Las condiciones normales (CN) son las siguientes: T = 0 °C = 273 °K

P = 1 atm = 76 cm Hg = 1033.6 kgf/cm2 MASA ATOMICA PROMEDIO (m) O PESO ATÖMICO (PA)

Indica la masa promedio de los átomos de un elemento químico en «uma». Su cálculo es mediante el promedio ponderado porcentual de los isótopos estables de un elemento. El peso atómico es una propiedad intensiva. Así por ejemplo para el Boro:

uma

umaumaBPA

8410

480619

0091148001310619

,

%,%,

,%,,%,

Este valor es dado generalmente como dato, pero lo más importante es comprender su significado. PESO MOLECULAR ( o PM)

Llamado también masa molecular promedio relativa, es la masa promedio de cada molécula de una sustancia covalente. Se expresa en uma. Se define como la suma de los pesos atómicos de los átomos que forman la molécula. Ejemplo: Peso molecular del ácido sulfúrico:

Nota:

El peso molecular es invariable para cada sustancia covalente.

Los compuestos iónicos no están formados de moléculas, sino de iones, entonces, no es correcto emplear PM sino Peso Fórmula (PF), pero su cálculo es igual establecién-dose su valor como si fuera peso molecular.

Por ejemplo:

Na Cl: PF = 23 uma + 35,5 uma

= 58,5 uma

Ca3(PO4)2 PF = 3(40) + 2(31) + 8(16)

= 310 uma LA MOL (mol)

HS O2 4

2x1 = 2

4x16 = 64

1x32 = 32

M = 98 uma

60

Es una unidad de conteo que sirve para expresar cantidad de sustancia bajo la forma de número de átomos, moléculas, iones, etc. Se considera como una magnitud fundamental del sistema internacional de unidades, denominado también Número de Avogadro (NA).

Según IUPAC: «La mol indica cantidad de sustancia así como tantos átomos hay en 12 g de carbono - 12».

Aplicaciones:

1 mol de átomos de Nitrógeno <>

6,023x1023 átomos de Nitrógeno (1 mol N).

1 mol de moléculas Nitrógeno <>

6,023x1023 moléculas de Nitrógeno (1 mol N).

ATOMO GRAMO (at-g)

Es la masa en gramos de una mol de

átomos (6,023x1023 átomos) de un elemento químico. Esta masa es exacta-mente igual al peso atómico expresado en gramos. Ejemplo:

Si: P.A. (S) = 32 uma

1 at-g(S) = 32 g (masa de NA átomos de

S) MOLECULA GRAMO (mol-g)

Es la masa en gramos de una mol de

moléculas (6,023x1023 moléculas) de una sustancia covalente. Esta masa es exactamente igual al peso molecular expresado en gramos. Ejemplo: Si: P.M. (H2O) = 18 uma

1 mol-g(H2O) = 18 g (masa de NA

moléculas de H2O)

MASA MOLAR (M )

Es la masa en gramos de una mol de especies químicas. Se expresa en g/mol.

Ejemplo:

H2SO4 molgM /98

INTERPRETACIÓN DE UNA FÓRMULA

Relaciona la unidad fórmula con los elementos que contiene y nos brinda una información cualitativa y cuantitativa. A. Cualitativa: Indica los elementos que

constituyen la sustancia y sus características importantes. Ejemplo: A. Cuantitativa: Indica la cantidad de

átomos de los elementos que constituyen la unidad fórmula o una porción de sustancia. Se expresa en at-g; mol-g; masa y composición centesimal (CC). Ejemplo: COMPOSICION CENTESIMAL (CC)

Es el porcentaje en masa de cada elemento en la unidad fórmula. Se halla teóricamente conociendo la fórmula y empíricamente hay procedimientos de análisis desde reacciones químicas hasta métodos modernos (espectros-copía). Ejemplo: Determinar la composición centesimal de cada elemento en el compuesto H2SO4.

Solución: Para una molécula

2 moléculas de CH38

6 átomos de Carbono

18 átomos de Hidrógeno

2 mol de CH38

6 mol de átomos de Carbono(6 mol C)

16 mol de átomos de Hidrógeno

(16 mol H)

2 mol de CH3 8

(2x44) g

6 at-g C6(12 g C)

16 at-g H

16(1 g H)

HNO3

Elementos: H, N y O

Compuesto Ternario

Sustancia ácida

61

Fórmula Empírica (FE)

Es aquella que muestra la proporción mínima entera de átomos en la unidad fórmula. Se aplica para sustancias iónicas y covalentes. A veces coincide con la fórmula molecular, comúnmente se halla a partir de la composición centesimal. Fórmula Molecular (FM)

Es aquella que muestra la cantidad total de átomos de la sustancia (fórmula real). Se define para sustancias esencialmente covalentes. Es un múltiplo entero de la FE.

PROBLEMAS PROPUESTOS A) COMPOSICIÓN CENTESIMAL (CC)

1. Hallar la composición centesimal del

bromato de potasio. (K = 39; Br = 80; O = 16) K = ............... Br = ............... O = ...............

2. Calcular la composición centesimal del

ácido permangánico. (H = 1; Mn = 55; O = 16)

H = ............... Mn = .............. O = ...............

3. Hallar el porcentaje de H, N, O, en el

ácido nítrico. (H = 1; N = 14; O = 16).

H = ............... N = ...............

O = ...............

4. Calcular la composición centesimal del nitrato de plata.

(Ag = 108; N = 14; O = 16) Ag = ............... N = ............... O = ...............

5. Hallar la composición centesimal del

hipoclorito de sodio. (Na = 23; Cl = 35,5; O = 16)

Na = ............... Cl = ............... O = ...............

6. Calcular la composición centesimal del

ortoborato de zinc. (Zn = 65; B = 11; O = 16) Zn = ............... B = ............... O = ...............

7. Determine el porcentaje de agua de hidratación en el compuesto CuSO4.5H2O. Donde:

(Cu = 63,5; S = 32; O = 16; H = 1) H = ............... Na = ...............

O = ............... 8. Determine el porcentaje en masa del

nitrógeno en el nitrato de amonio. (N = 14; H = 1; O = 16). A) 35% B) 20% C) 40% D) 25% E) 15%

9. El porcentaje de un metal "M" en el

compuesto MBrO es 40%. ¿Cuál será el porcentaje de este metal en elcompuesto MSO4. (Br = 80; S = 32;

O = 16) A) 40% B) 45% C) 35% D) 30% E) 60%

10. Sean A y B dos elementos cualesquiera que forman los compuestos A2B y A2B3. Si el % de A

en el primer compuesto es 40%. ¿Cuál es el porcentaje de B en el segundo compuesto?

HS O2 4

2x1 = 2

4x16 = 64

1x32 = 32

M = 98 uma

%31,65%100x98

64)O(CC

%65,32%100x98

32)S(CC

%04,2%100x98

2)H(CC

62

A) 60% B) 40% C) 70,18% D) 81,8% E) 92,07%

11. El porcentaje en masa del agua en el

MgCl2.XH2O es de 27,5%. Hallar el

valor de "X" en dicha sal.

(Mg = 24; Cl = 35,5; H = 1; O = 16) A) 1 B) 2 C)4 D) 3 E) 5

12. El porcentaje en peso del oxígeno en el

compuesto E(NO3)2 es 58,54%. ¿Cuál

es la composición centesimal del elemento en el compuesto E(OH)2?

A) 54,05% B) 45,95% C) 52,25% D) 47,75% E) 60,40%

B) FORMULA EMPÍRICA (FE)

1. Determine la fórmula empírica de un

compuesto donde la CC es igual a: (%Ca=40% ; %C = 12% ; %O = 48%)

Rpta: ............... 2. Hallar la fórmula empírica de un

compuesto. Si el 75% en masa es de carbono y el resto de hidrógeno. C=12; H=1. A) C2H2 B) C3H8 C) CH3

D) CH4 B) C4H8

3. Al hacer el análisis de un compuesto

inorgánico se obtuvo el siguiente resultado: 15,6%N, 53,3%O y 31,1%Fe. ¿Cuál fue el compuesto analizado? (N = 14, O = 16, Fe = 56) A) Nitrato férrico B) Nitrato ferroso C) Nitrito ferroso D) Nitrito férrico E) Nitruro de fierro

4. La nicotina, componente tóxico del

tabaco tiene la siguiente composición: 74%C, 17,35%N, 8,7%H. Determinar la fórmula empírica del compuesto. (N = 14, H = 1, C = 12)

A) C5H7N B) C4H7N

C) C6H7N D) C5H6N2

E) C5H7N2

5. Determinar la formula más sencilla de

un compuesto que tenga la siguiente composición: 26,53% Cr; 24,52% S, 48,96% O. (Cr = 52, S = 32, O = 16). A) CrSO4 B) Cr2SO4

C) Cr2(SO4)3 D) Cr2SO2 E) CrS3O4

6. Cinco gramos de un compuesto

gaseoso de carbono e hidrógeno, da por combustión 16,5 g(CO2) y 4,495

g(H2O). Determinar la fórmula empírica

del compuesto. (C = 12, H = 1, O = 16). A) CH B) C2H3 C) C3H4

D) CH4 E) C2H5

7. Calcule la fórmula empírica del

compuesto cuando se calienta 1gr. De "A" (masa atómica A = 63), con oxígeno se obtiene 1,13 del compuesto. (O = 16) A) AO B) A3O2 C) A2O

D) AO2 E) A2O3

8. Una muestra de 1,367 g de un

compuesto orgánico se quemó en una corriente de aire y dio 3,002 g(CO2) y

1640 g(H2O). Si el compuesto original

contenía sólo C, H y O. ¿Cuál es su fórmula empírica? (C = 12, H = 1, O = 16). A) CHO B) CH3O C) C3H5O

D) C4H2O E)C3H8O

9. Un gramo de un compuesto de

carbono e hidrógeno da por combustión 3,3 g de CO2 y 0,899 g de

H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica del

compuesto? (C=12, H=1).

63

A) C3H8 B) C3H4 C) C2H4

D) CH4 E) C2H5

10. Cierto óxido de vanadio se forma a

partir de 10,2 g de vanadio y oxígeno; formando 18,2 gramos de óxido. ¿Cuál es su fórmula empírica? A) V2O5 B) V2O C) V2O3

D) VO2 E) V2O7

C) FORMULA MOLECULAR (FM)

1. Hallar la FM de un hidrocarburo

gaseoso, si: %H=7,7% además 12,046

X 1020 moléculas de este gas tienen

una masa de 156 g. (C=12; H=1). A) CH6 B) C2H4 C) C3H6

D) C5H6 E) C6H6

2. ¿Cuál es la FM de un compuesto

orgánico?, si su masa molecular es

262 y su composición porcentual es:

73,28%C; 3,84%H; 12,2%O; 0,68%N. A) C8H5ON B) C10H16N2

C) C16H10O2N2 D) C10H5O2N

E) C8H10ON

3. Determinar la FM de un compuesto

donde si su CC es: %S = 50% y %O

= 50%, además su densidad a

condiciones normales es 2,85 g/l. (S =

32; O = 16). A) SO2 B) SO3 C) SO4

D) SO E) SO5

4. Se quema 1,5 de un compuesto que

contiene C, H y O obteniéndose como productos 1,738 g de CO2 y 0,711 g de

H2O. Calcular su FM si la masa

molecular verdadera es igual a 88,2. (C

= 12; H = 1; O = 16). A) CH2O3 B) CH4O3 C) C2H4O3

D) C4H3O E) C2H3O4

5. Se tiene un hidrocarburo gaseoso y los

porcentajes en masa de sus

componentes están en relación de 4 a

1. Si se sabe que 72,27x1021

moléculas de este compuesto tienen

una masa de 3,6 g. Determinar la FM

del hidrocarburo. (C = 12, H = 1). A) CH3 B) C2H4 C) CH4

D) C2H6 E) C2H2

6. Un compuesto contiene: 21,6%Na;

33,3%Cl; 45,1%O. Diga de qué

compuesto se trata. (Na=23; Cl =35,5;

O=16).

A) Clorato de sodio

B) Perclorato de sodio

C) Hipoclorito de sodio

D) Clorito de sodio

E) Ortoclorato de sodio

7. Un compuesto contiene 85,75 % de

carbono y 14,25% de hidrógeno. Si su

masa molecular es de 70. Determinar

cuál es su fórmula molecular. (C = 12,

H = 1) A) C2H4 B) C3H6 C) C2H4

D) C5H10 E) C6H12

8. Calcular la fórmula de un hidrocarburo etilénico (CnH2n); sabiendo que un litro

de este gas tiene una masa de 1,87 g a

condiciones normales. (C = 12; H = 1). A) C4H8 B) C3H6 C) C2H4

D) C5H10 E) CH4

9. Al combinarse 12 g de cobre con

azufre se obtiene un producto cuya

masa es de 15 g. ¿Cuál será la fórmula

del compuesto? (Cu = 63,5; S = 32) A) CuS B) Cu2S C) CuS2

64

D) Cu2S3 E) Cu3S

10. Una muestra de hierro tiene una masa

de 0,76 g. El cual se quema con

oxígeno, produciéndose un cierto

óxido, cuya masa es fórmula molecular

del óxido. (Fe=56; O=16). A) FeO B) Fe2O C) Fe2O3

D) FeO3 E) Fe3O4

REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS

Las reacciones químicas se presentan mediante las llama-das Ecuación Química,

en ésta ecuación, a las sustancias iniciales se les denomina Reactantes y a las

sustancias que se obtienen se les denomina Productos o Resultantes.

Ejemplos: Reactantes Productos

MnO2 + 4HCl MnCl2 + 2H2O + Cl2

2NO2 2NO + O2

KBr + H2SO4 KHSO4 + HBr

Para que las ecuaciones químicas estén correctamente escritas es necesario que cumplan con la «Ley de la Conservación de la Materia». No se considera en éste caso las reacciones de fusión y fisión nuclear.

TIPOS DE REACCIONES

Síntesis y descomposición Desplazamiento Doble desplazamiento (Metátesis)

ÁCIDOS Y BASES

CARACTERÍSTICAS GENERALES Ácidos

- Son de origen no metálico. - Poseen sabor agrio. Ejemplo: limón, vinagre, etc. - Reaccionan vigorosamente con metales activos, liberándose hidrógeno gaseoso.

Metal activo + ácido sal + H2(g)

(Li, Na, K, Ca, Ba,...., Fe, Zn, Al,...., Pb) - Descomponen a los carbonatos, bicarbonatos liberándose CO2(g)

CaCO3+ácido sal + CO2+H2O

NaHCO3+ácido sal + CO2+H2O

Sus soluciones acuosas son conductoras de la electricidad debido a la disociación iónica que sufren.

Reaccionan con las bases para formar sales y agua en una reacción denominada de neutralización.

Provocan cambio en la coloración de las sustancias denominadas indicadores colorimétricos ácido-base.

Bases o Álcalis

Por lo general son de origen metálico. Poseen sabor amargo. Ejemplo: té,

jabón, etc. Al tacto son de consistencia resbalosa. Sus soluciones acuosas son

conductoras de la electricidad, debido a la presencia de iones generados en su disociación.

Contrarrestan la acción de los ácidos, es decir, los neutralizan.

Provocan que los indicadores colorimétricos ácido-base, adopten una coloración diferente que el provocado por los ácidos.

Indicadores Colorimétricos Ácido-Base

Sustancias generalmente de orígen orgánico que tienen la propiedad de adoptar una coloración característica frente a un ácido y otra diferente frente a una base. Existe una gran cantidad de

65

indicadores, siendo los más resaltantes en su uso el tornasol y la fenolftaleína.

Los indicadores nos permitirán saber: Si una sustancia es de características

ácidas o básicas. Detectar el punto de equivalencia

ácido-base en una reacción de neutralización (con cierta aproximación).

CONCEPTOS O TEORÍAS ÁCIDO-BASE

A) Teoría de Arrhenius

Para saber si una sustancia es ácido o base, es necesario observar los iones generados en su disolución acuosa, es decir nos guiaremos del resultado de su disociación iónica. Según ésta teoría un ácido debe contener

«H» en su estructura y una base (OH)- Ejemplos:

)ac()ac()ac(ClHHCl

)ac(4)ac()ac(4ClOHHClO

)ac()ac()ac()OH(NaNaOH

)ac(2

)ac()ac(2)OH(2Ca)OH(Ca

Según Arrhenius, la reacción de neutralización ocurre según:

)l(2)ac()ac(OH)OH(H

La limitación de ésta teoría, es que no pudo explicar porqué algunas sustancias que no

contenían iones hidróxido (OH)-,

incrementaban la concentración del OH- en su solución acuosa. B) Teoría de Brönsted-Lowry

Nos manifiesta que la cualidad relativa del carácter ácido o básico de una sustancia está en función a la donación o aceptación de un protón. Establece que:

Para poder reconocer si una sustancia es ácida o básica, tendremos que observar la ecuación química que nos muestra la interacción entre dos sustancias. Ejemplo 1:

Pares conjugados:

H2SO4 y HSO4- ; H2O y H3O+ (ión

hidronio) Ejemplo 2:

NH3 y NH4- ; H2O y OH-

Anfótero: Es aquella sustancia que se

comporta como ácido o base dependiendo con quien reaccione. Los hidróxidos de ciertos metales como el aluminio, cromo y zinc reaccionan con los ácidos fuertes o

INDICADOR

TORNASOL

FENOLFTALEÍNA

ROJO DE CRESOL

MEDIO ÁCIDO

Rojo

Incoloro

Amarillo

MEDIO BÁSICO

Azul

Rojo grosella

Rojo

ÁCIDO:

BASE:

Libera iones H+

Libera iones OH-

ÁCIDO:

BASE:

Dona protones (iones )H+

Acepta protones ( )iones H+

HSO+HO HSO+ HO4 3

+

2 4 2

-

H+

ÁCIDO BASECONJUGADA

BASE ÁCIDOCONJUGADO

NH+ HO NH+ OH4

-

3 2

+

H+

BASE ÁCIDOCONJUGADO

ÁCIDO BASECONJUGADA

66

con las bases fuertes, se dice que son anfóteros. Ejemplo:

4

ácido Como

3NaAl(OH) NaOHAl(OH)

OHAlCl HClAl(OH)23

base Como

3

Sustancia Antiprótica

Es aquella que tiene la cualidad de liberar o

aceptar protones (iones H+); entonces se podrá decir que se comporta como ácido o base según Brönsted-Lowry. Ejemplo: H2O; HCl; HClO; HSO3; etc.

Observaciones:

Todo ácido según Brönsted-Lowry, también es ácido de Arrhenius.

Esta teoría libera al ácido y a la base de la solución acuosa, ya que se aplica a cualquier disolvente.

C) Teoría de Lewis

Analizando un grupo de sustancias, se deduce que el carácter ácido o básico está relacionado con sus estructura electrónica en su nivel de valencia, cumpliéndose que:

Es posible entonces, conociendo una sustancia y analizando su estructura electrónica deducir si es un ácido o base.

Todo ión negativo (anión) será base de Lewis.

Los iones positivos (cationes) son ácidos de Lewis.

Los anhídridos (óxidos ácidos) son ácidos según Lewis.

Entre el ácido y la base se forma un enlace dativo.

Observaciones:

La Teoría ácido-base de Lewis, permite explicar la formación de complejos como:

etc. ;CdI ;) Ag(NH;)OH(Cu -2423

26

La teoría de Lewis, analiza el carácter ácido-base de sustancias que no necesariamente contienen «H» y que no pueden ser estudiadas por las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry.

pH (Potencial de Hidrógeno)

Es el término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. Se define como:

pH = -log [H+]

Se deduce que a mayor [H+], menor valor de pH y mayor acidez. También por analogía se puede definir pOH, así:

pOH = -log [OH-]

Donde: a mayor [OH-], menor valor de pOH, por lo que la disolución tiene mayor basicidad.

Analizando valores en soluciones acuosas a 25 °C.

1. En solución acuosa a 25 °C se cumple:

[H+][OH-] = 10-14

Al aplicar -log a cada miembro, se llegaría a la conclusión que: pH+pOH = 14

En toda solución acuosa a 25 °C 2. En solución acuosa neutra:

[H+]=[OH-]=10-7

Entonces: pH = pOH = 7

3. En solución acuosa ácida:

ÁCIDO:

BASE:

Sustancia que acepta un par o pares de electrones.

Sustancia que dona un par o pares de electrones.

67

[H+] > 10-7

3. En solución acuosa básica:

[OH-] > 10-7 REACCIÓN DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

(REDOX)

Reacción química correspondiente a la acción de un cuerpo oxidante sobre un cuerpo reductor, que da lugar a la reducción del oxidante y a la oxidación del reductor. Agente Oxidante y Agente Reductor

Una disolución acuosa de iones Cu2+ es azul. Si se le añaden limaduras de hierro (Fe), se comprueba que el color azul

desaparece: los iones Cu2+ han reaccionado. Por otra parte, en la disolución

se forman iones Fe2+, lo que se manifiesta por el precipitado verdoso que forman en presencia de sosa. También se observa que el hierro queda recubierto por un depósito rojo. Efectivamente, se forma cobre metálico, Cu. El balance de la reacción es el siguiente:

Fe + Cu2+ 2+ + Cu El hierro ha sido oxidado por los iones

Cu2+, que a su vez han sido reducidos por el hierro. La reacción anterior es una reacción de oxidación-reducción (o reacción redox) en la que el hierro es el reductor y el cobre el oxidante. La reacción es de hecho la suma de las dos semirreacciones siguientes:

Oxidación: Fe Fe2+ + 2e-

Reducción: Cu2+ + 2e- Cu

Por tanto, la oxidación de un cuerpo corresponde a una pérdida de electrones y la reducción corresponde a una ganancia

de electrones. Un oxidante (en este caso

los iones Cu2+) es una sustancia susceptible de captar uno o varios electrones; un reductor (en este caso el hierro) cede fácilmente uno o varios electrones. Si se designa el oxidante por Ox, el reductor por Red y el número de electrones implicados por “n”, las semirreacciones pueden escribirse del modo siguiente:

BALANCEO DE ECUACIONES

Se trata de escribir correctamente una ecuación química basada en la ley de la conservación de la materia, es decir se tiene que cumplir que, el número átomos de cada elemento sea el mismo en los reactantes y productos. Para balancear ecuaciones debe considerar las siguientes reglas prácticas: a) Se trata de buscar un coeficiente adecuado para cada sustancia de la ecuación, este coeficiente sólo será colocado delante de la fórmula o símbolo de la sustancia. b) El coeficiente debe ser un número entero, positivo y el más pequeño posible. c) Los coeficientes deben permitir igualar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la flecha. d) Por ningún motivo se debe modificar las fórmulas o símbolos de las sustancias que participan en la reacción química. e) Cada número presente en la ecuación química indica una cantidad determinada de átomos.

METODOS DE BALANCEO

1. METODO DE TANTEO

Ox+ne Red-Reducción

Oxidación

68

Generalmente la prioridad de los elementos al empezar el balance es:

Oxígeno

Hidrógenometales NoMetales

Ejemplo: Balancear:

Al(OH)3+H2SO4 Al2(SO4)3+H2O

Entonces: Empezamos balanceando el «Al», luego el «S», el «H» y finalmente el «O».

2Al(OH)3+3H2SO4 1Al2(SO4)3+6H2O

2. METODO REDOX

Basado en la pérdida (oxidación) y ganancia de electrones (reducción). Debe tomar en cuenta las siguientes reglas:

1. Determinar el número de oxidación de los elementos que intervienen en la reacción identificando a los que se oxidan y a los que se reducen planteando luego las semirreacciones correspondientes. 2. Balancear la semirreacciones igualando primero el número de átomos y luego las cargas con la cantidad de electrones requeridos. 3. Igualar el número de electrones ganados y perdidos (N° de electrones transferidos) y sumar las semirreacciones. 4. Los coeficientes hallados reemplazarlos en la ecuación inicial y si es necesario completar el balance por tanteo. Recuerde que:

El número de oxidación del hidrógeno es +1, y el del oxígeno -2. El número de oxidación de todos los elementos que se hallan solos es 0.

3. METODO ALGEBRAICO

Llamado también método de los coeficientes indeterminados (CI). Las reglas para su aplicación son: 1. Colocamos coeficientes literales a todas las sustancias que participan en la ecuación química 2. Balanceamos cada elemento en función de sus variables literales, y de esta manera formemos las respectivas ecuaciones algebraicas. 3. El número de ecuaciones algebraicas debe ser igual al número de incógnitas o variables literales. Por ello de acuerdo al número de ecuaciones algebraicas faltantes se asume valores numéricos convenientes a igual número de incógnitas. 4. Luego de resolver el sistema de ecuaciones algebraicas, es necesario que los valores de las incógnitas sean enteras y los números menores posibles. 4. MÉTODO DEL ELECTRÓN VALENCIA 5. MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN (MEDIO ÁCIDO Y MEDIO BÁSICO)

EJERCICIOS DE APLICACIÓN DIRECTA

Balancear las siguientes ecuaciones químicas:

1) N2 + H2 NH3

2) Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O

3) Fe + HCl FeCl3 + H2

4) C6H6 + O2 CO2 + H2O

5) KMnO4 + HCl KCl+ MnCl2+Cl2+H2O

6) Fe + CuSO4 Cu + FeSO4

7) Ag2SO4 + FeSO4 Ag + Fe2(SO4)3

+1+2+3-6 +4-5 +5-4 +6-3-2-10

Oxidación

N° de Oxidación

Reducción

69

8) Cu +HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

9) KCl+KMnO4+H2SO4 KHSO2+

MnSO4H2O+O2

10) KMnO4 + H2SO4 + H2O2 KHSO4

+MnSO4 + H2O + O2

11) KNO3 + S + C K2S + N2 + CO2

12) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4

Fe2(SO4)3 + K2SO4

13) K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + H2O +

Cl2

14) NaCl + MnO2 + H2SO4 + HCl

NaHSO4 + MnSO4 + H2O + Cl2

15) H2SO4 + HBr SO2 + H2O + Br2

16) KOH + Cl2 KClO3 + KCl + H2O

17) FeSO4 + HBrO + HCl FeCl3 +

H2SO4 + HBr + H2O

18) KMnO4 + H2SO3 K2SO4 + MnSO4

+ H2SO4 + H2O

19) MgSO4 + NaOH Mg(OH)2 +

Na2SO4

20) Ca3(PO4)2 + C Ca3P2 + CO

22) C7H16 + O2 CO + H2O

23) NaIO3 +NaHSO3 NaHSO4

+Na2SO4 + H2O + I2

24) Na2SO3 + Na2Cr2O7 + H2SO4

Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

25) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4

Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

26) K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + H2O +

Cl2

27) NaCl + MnO2 + H2SO4 NaHSO4 +

MnSO4 + H2O + Cl2

28) K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S K2SO4 +

Cr2(SO4)3 + H2O

29) Ag2SO4 + FeSO4 Ag + Fe2(SO4)3

30. Se hace reaccionar el nitrato de bario y el carbonato de amonio para dar como precipitado el carbonato de bario y quedar en solución el nitrato de amonio. ¿Cuál es la ecuación balanceada de este proceso?

A) Ba(NO3)2 + (NH4)2CO3 BaCO3 +

2NH4NO3

B) Ba(NO3)2 + NH(CO3)2 2BaCO3 +

NH4NO3

C) Ba(NO3)2 + 6NH4(CO3) 2Ba(CO3)3

+ 3(NH4)2NO3

D) 2BaNO3 + NH4CO3 Ba2CO3 +

NH4(NO3)2

E) 2BaNO3 + NH4CO3 BaCO3 +

NH4(NO3)2

31. Determine el valor de mn al balancear la ecuación:

mH2SO4+Zn ZnSO4 +2H2O +nSO2

A) 2 B) 3 C) 4 D) 5 E) 1

70

32. Indique el coeficiente del ácido sulfhídrico, al balancear:

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 S+Cr2(SO4)3

+K2SO4 + H2O

A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 33. Se hace reaccionar P4O6 + H2O ¿Cuál

es la reacción balanceada en este proceso?

A) P4O6 + 6H2O PH3 + 3H3PO4

B) P4O6 + 3H2O P4H10 + 4H2

C) 2P4O6 + 4H2O 4H2P2O4

D) P4O6 + 6H2O 4H3PO3

E) P4O6 + 2H2O H4P2O7 + P2

34. El coeficiente del dióxido de carbono en la combustión completa de un hidrocarburo de tipo CxH2x es:

A) 2

12x B) x C) 2

13x

D) 2x E) 2

3x