TEMA 1: Conceptos Básicos en Química Wolfram QUIMICA/Leccion 1... · Propiedades y Cambios en la...

TEMA 1: Conceptos Básicos en Química:

•Objeto de la Química. Materia. Propiedades. Clasificación

•Unidades

• Errores y Cifras Significativas

•Átomos , Elementos, Moléculas, Compuestos, Símbolos, Fórmulas, Tabla Periódica,

Formulación y Nomenclatura

•Pesos (masas) atómicos y moleculares. Mol y Número de Avogadro

• Ecuaciones Químicas y Cálculos Estequiométricos

• Estructura electrónica de los átomos

• Configuraciones electrónicas de los elementos

• Tabla Periódica: su explicación y Propiedades Periódicas

•Propiedades básicas del Enlace Químico: estructuras de Lewis, enlace covalente,

polaridad, enlace iónico, metálico, geometría molecular

Química: Ciencia central

Matemáticas ↔ Física ↔ QUÍMICA↔ Biología ↔ Medicina

Geología

Agronomía

etc.

Medicina

Biología

etc.

Ciencia de Materiales

Energía, Medioambiente, etc. Ingeniería

En esta ciencia estudiamos la materia, sus

propiedades y los cambios que experimenta.

punto de vista macroscópico

(s, l, g)

punto de vista microscópico

(átomos y moléculas)

Objeto de la Química

Propiedades y Cambios en la Materia

• Cambios físicos

Estos son los cambios en la materia que

no modifican la composición de las

sustancias.

Las moléculas mantienen su identidad

Solo cambian las propiedades físicas:

Cambios de estado de agregación (s, l,

g), T, P, V, densidad, índice de

refracción, conductividad eléctrica, etc

• Cambios químicos

Los cambios químicos resultan en nuevas

sustancias: Combustión, oxidación,

descomposición, etc.

Las moléculas se transforman en otras, con

diferentes propiedades químicas:

Inflamabilidad, corrosividad, reactividad con

ácidos.

Pero los cambios químicos suelen provocar

también cambio de propiedades físicas.

Clasificación de la Materia Muestra de Materia

Mezcla Heterogénea Muestra Homogénea

¿Es Uniforme? Sí

Sustancia Pura Mezcla Homogénea(disolución)

¿Separable pormedios Físicos ?

Sí

Elemento (Sólo un tipo de átomos)

Compuesto

¿Se descompone pormedios Químicos ?

Sí

- Moleculares

- Macromoléculas

- No Moleculares

- Iónicos

Clases de Compuestos

No

No

No

(punto de vista

macroscópico)

H2, P4, Na, Fe,…

H2O,

DNA,

SiC,

NaCl

Magnitud Unidad Símbolo

Longitud (L) Metro m

Masa (M) Kilogramo kg

Tiempo (t) Segundo s

Temperatura (T) Kelvin K

Cantidad de sustancia (n) Mol mol

Int. corriente Eléctrica (I) Amperio A

Intensidad de luz (Iv) Candela cd

Factor Prefijo Símbolo Factor Prefijo Símbolo

101 Deca- da 10-1 Deci- d

102 Hecto- h 10-2 Centi- c

103 Kilo- k 10-3 Mili- m

106 Mega- M 10-6 Micro-

109 Giga- G 10-9 Nano- n

1012 Tera- T 10-12 Pico- p

1015 Peta- P 10-15 Femto- f

1018 Exa- E 10-18 Ato- a

Unidades (Sistema Internacional)

Fundamentales

Prefijos y Sufijos

Tabla 1.- Unidades fundamentales del Sistema Internacional (SI). Definiciones enhttp://es.wikipedia.org/wiki/Unidades_b%C3%A1sicas_del_SI

Tabla 2.- Prefijos para unidades múltiplos y submúltiplos de las fundamentales del SI. Más valores en http://es.wikipedia.org/wiki/Prefijos_del_Sistema_Internacional

De longitud el angstrom ( 1 = 10-10 m ).

De masa la unidad de masa atómica ( 1 u = 1.66 10-27 kg ).

De energía el electronvoltio ( 1 eV = 1.602 10-19 J ).

De presión el bar ( 1 bar = 105 Pa) y la atmósfera (1 atm = 101325 Pa ).

De volumen el litro ( 1 L = 1 dm3)

Magnitud Unidad Símbolo Equivalencia

Fuerza Newton N

Presión Pascal Pa

Energia Julio J

Potencia Vatio W

Carga eléctrica Culombio C

Diferencia de

potencial eléctrico

Voltio V

Unidades (Sistema Internacional)

Algunas unidades derivadas

Tabla 3.- Nombres propios de unidades derivadas del SI. Más en http://es.wikipedia.org/wiki/Unidad_derivada_del_SI

Se siguen usando en Química …

Errores y Cifras Significativas

Números exactos e inexactos

1, 2, ..., ½, ¾ Enteros, fracciones

p, e Ctes. Matemáticas

cal 1

J 184.4,

g 1000

kg 1Relaciones de

equivalencia

(por definición)

Ejemplos de

Números

exactos

Al escribir o manipular números

debemos distinguir los números exactos de los inexactos


¿Qué son números inexactos?

Aquellos que expresan mediciones experimentales

14.2 cm 0.142 m 142 mm

Cifras Significativas

Unidades

Supón que mides la longitud de un boli (con regla milimétrica)


Cifras Significativas: Dígitos considerados

correctos en una medida

14.2 cm 0.142 m 142 mm 3 cifras

significativas

142.50 mm X ¡Incorrecto!

En el ejemplo anterior:

Independientemente de las unidades

que emplees, la regla de mano no

resuelve las diezmilésimas o

cienmilésimas de metro con lo que un

resultado como 142.50 mm no tiene

sentido.


Convenio de las Cifras Significativas

14.2 ± 0.1 cm 14.2

± 1

incertidumbre

El convenio de cifras

significativas asume que

la incertidumbre de un

dato experimental

expresado con cifras

significativas es siempre

inferior a una unidad de la

última cifra significativa


Cálculos con Cifras Significativas

Si comprendes el significado de las cifras significativas

en cualquier problema solo te quedan dos tareas:

a) debes identificarlas y contarlas

b) debes saber operar con ellas


Cálculos con Cifras Significativas Ejemplo: ¿Cuántas moléculas de H2O hay en un 1 mL exacto

a 100 oC?

mL 1

OH g 958.0 2

Densidad Pesos

Atómicos

Número

de Avogadro

mol 1

10·0221367.6·

g 007.1·2g 00.16

OH mol 1·

23

2

Planteamos el cálculo como una serie de factores de

conversión

1 mL

inexactos exactos


¿Cómo identificar a los dígitos significativos?

No están sujetos a determinación experimental

Densidad, pesos atómicos y el número de Avogadro

usados en el cálculo son fruto de medidas

experimentales

mol 1

10·0221367.6·

g 007.1·2g 00.16

OH mol 1·

mL 1

OH g 958.0 23

22

1 mL

mol 1

10·0221367.6·

g 007.1·2g 00.16

OH mol 1·

mL 1

OH g 958.0 23

22


¿Cómo contar a los dígitos significativos?

3

1ª Regla: Los ceros a la

izquierda no cuentan

2ª Regla: Los ceros a la

derecha sí cuentan

(si vienen de un experimento y

no de «correr» el punto decimal)

4

Se aplican dos reglas sencillas para determinar cuántas

cifras significativas posee un número inexacto

1 mL


¿Cómo contar a los dígitos significativos de NA?

8

Notación científica

El uso de la notación científica es imprescindible para

aplicar el convenio de cifras significativas

602213670000000000000000000000

Si escribiésemos una cifra

como: !No Significativos!

… sería incómodo e incorrecto, pues todos los ceros

señalados son no significativos, corresponden a cifras que

desconocemos

2

3

2

20.958 g H O 1 mol H O· ·

1 mL 16.00 g 2·

6.022136

1.007 g

7·

1 mol

10

1 mL


¿Cómo operar con los dígitos significativos?

16.00

1.007

1.007

18.014

Adición/Sustracción

La exactitud del output, está limitada por el dato menos exacto

del input

18.01

3ª Regla: El resultado de una adición/ sustracción no

puede tener más dígitos significativos a la derecha del

punto decimal que el término que menos tenga

Resultado con

4 cifras significativas


¿Cómo operar con los dígitos significativos?

Multiplicación/División

231· · 6.0221360. 7·10 ......

18.01958

3

4 8

4ª Regla: El resultado de una multiplicación/ división

tiene tantas cifras significativas como el factor que

menos tenga

3cifras significativas

La exactitud del output, está limitada por el dato menos exacto

del input


¿Cómo redondear los resultados numéricos?

0.958*(1/18.01)*6.0221367E+23= 3.203335346E+22

Operando con la calculadora ….

¡ATENCIÓN

Las cifras de la

calculadora

no son

Significativas!

22 2moléculas H O3.20•10

mL

Aplicando Redondeo y

escribiendo unidades


¿Cómo redondear los resultados numéricos?

2.571..... 2.57

2.577..... 2.58 > 5

2.575..... 2.58

2.565..... 2.56

= 5

!Siempre en

número par!

Último dígito

significativo < 5

Primer dígito NO significativo

Los siguientes ejemplos ilustran cómo redondear un resultado:


Isótopo Masa isotópica

(uma)

Abun-dancia (%)

54Fe 53.9936 5.82

56Fe 55.9349 91.66

57Fe 56.9354 2.19

58Fe 57.933 0.33

Datos

¿Masa atómica promedio?



(uma)

Abun-dancia (%)

54Fe 53.9936 5.82

56Fe 55.9349 91.66

57Fe 56.9354 2.19

58Fe 57.933 0.33

Datos


53.9396 55.93491

5.82· 91.66· 2 56.9345 57.9.19· 0.33·100

33M Fe



(uma)

Abun-dancia (%)

54Fe 53.9936 5.82

56Fe 55.9349 91.66

57Fe 56.9354 2.19

58Fe 57.933 0.33

Datos


53.9396 55.93491

5.82· 91.66· 2 56.9345 57.9.19· 0.33·100

33M Fe

3.13 51.26 1.25 0.19M Fe



(uma)

Abun-dancia (%)

54Fe 53.9936 5.82

56Fe 55.9349 91.66

57Fe 56.9354 2.19

58Fe 57.933 0.33

Datos


53.9396 55.93491

5.82· 91.66· 2 56.9345 57.9.19· 0.33·100

33M Fe

3.13 51.26 1.25 0.19M Fe

3 4 3 2



(uma)

Abun-dancia (%)

54Fe 53.9936 5.82

56Fe 55.9349 91.66

57Fe 56.9354 2.19

58Fe 57.933 0.33

Datos


53.9396 55.1

5.82· 91.66· 2.9349 56.9345 57.93319· ·0.33·100

M Fe

3.13 51.26 1.25 0.19M Fe 55.85 uma

Átomos, Símbolos, Elementos

núcleo (p. n)

10-4

Å

radio atómicode 1 a 5 Å

eNube de

Estructura Atómica

Símbolo Carga

(C)

Masa (kg) Masa

(uma*)

Carga

Relativa

e (electrón) -1.60·10-19 9.110·10-31 0.0005486 -1

p (protón) +1.60·10-19 1.673·10-27 1.0073 +1

n (neutrón) 0 1.675·10-27 1.0087 0

Identidad Atómica

Z = nº protones

Átomos: son las partículas más pequeñas de materia

que participan en las reacciones químicas.

10-10 m = 1 Å (angstrom)

Los elementos son sustancias formadas

por átomos con el mismo Z.

A cada elemento se le asigna un nombre

y un símbolo (con Z, redundante, como subíndice):

11Na sodio

Átomos, Símbolos, Elementos

¿cuál es la proporción de tamaños átomo / núcleo?

Moléculas, Fórmulas, Compuestos moleculares

Molécula: agregado estable de átomos, en proporciones fijas,

unidos mediante enlaces químicos (generalmente covalentes).

Cada molécula tiene una conectividad (secuencia de enlaces) y

una forma (geometría molecular: ángulos y distancias de enlace)

definidas

O2 H2O

NO CH4

Los compuestos moleculares son sustancias formadas

por moléculas (¡pero no todos los compuestos son

moleculares!, por ejemplo los compuestos iónicos)

Moléculas y compuestos moleculares se representan por

fórmulas químicas: indican, al menos, el tipo de átomos y

la proporción en la que participan en la molécula

NaCl

Fórmula estructural: añade a la información de la anterior la

conectividad entre los átomos de la molécula.

Moléculas, Fórmulas, Compuestos moleculares

Fórmula empírica: indica solo el tipo de átomos y su

proporción: butano (C2H5)n

Fórmula molecular: indica el tipo y el número exacto de

átomos que forman la molécula. butano C4H10

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA

Sólo trabajo personal y en PA

Documento aparte.

Átomos y Moléculas Pero ¡ojo! ….

no todos los compuestos están constituidos por moléculas

(ejemplo: Compuestos iónicos y Sólidos Covalentes)

•Enlace Covalente

•Enlace Iónico

•Enlace Metálico

Tipos

de Enlace

Moléculas

Sólidos

(No Moleculares)

Macromoléculas

2-102 átomos

~103 átomos

~1023 átomos

•Fuerzas

Intermoleculares

Sólidos

(Moleculares)

~1023 átomos

NaCl

H

O

H

H2O

Un ion monoatómico contiene solamente un átomo.

Na+, Cl-, Ca2+, O2-, Al3+, N3-

Un ion poliatómico ( o ion molecular) contiene más de un átomo.

OH-, CN-, NH4+, NO3

-

Un ION es un átomo o molécula que tiene una carga

eléctrica neta positiva o negativa.

Iones

catión – ion con una carga positiva.

Si un átomo o una molécula pierde uno o más

electrones se convierte en un catión.

anión – ion con una carga negativa.

Si un átomo o una molécula gana uno o más

electrones se convierte en un anión.

Na Z = 11 protones

11 electrones Na+ 11 protones

10 electrones

Cl Z = 17 protones

17 electrones Cl- 17 protones

18 electrones

Iones

Símbolos Atómicos y Tabla Periódica

qXA

Z

Número Másico

A=Z +nº neutrones

Número Atómico

Símbolo (del elemento)

carga

Isótopos: Átomos con un mismo Z y distinto A.

En este ejemplo, sólo hay un elemento (H), pero tiene 3 isótopos

H1

1H2

1 H3

1

hidrógeno deuterio tritio

Símbolo (del átomo)


Ejemplo: -232

16S 255

26Fe16p 18e-

16n

26p 24e-

29n

e- p+ n Z A

K 19 20

S2- 16 32

2814Si

29Si

Problema: Rellena la siguiente tabla.


Ejemplo: -232

16S 255

26Fe16p 18e-

16n

26p 24e-

29n

e- p+ n Z A

K 19 19 20 19 39

S2- 16 32

2814Si

29Si



Ejemplo: -232

16S 255

26Fe16p 18e-

16n

26p 24e-

29n

e- p+ n Z A

K 19 19 20 19 39

S2- 18 16 16 16 32

2814Si

29Si



Ejemplo: -232

16S 255

26Fe16p 18e-

16n

26p 24e-

29n

e- p+ n Z A

K 19 19 20 19 39

S2- 18 16 16 16 32

2814Si 14 14 14 14 28

29Si



Ejemplo: -232

16S 255

26Fe16p 18e-

16n

26p 24e-

29n

e- p+ n Z A

K 19 19 20 19 39

S2- 18 16 16 16 32

2814Si 14 14 14 14 28

29Si 14 14 15 14 29



1

18

1 1 Hidróg

eno

H 1.0079

2

1

Hidrógeno

H

1.0079

Número

Atómico

Nombre

Símbolo

Peso Atómico

13

14

15

16

17

2 Helio

He 4.0026

2 3 Litio

Li 6.941

4 Berilio

Be 9.0122

5 Boro

B 10.811

6 Carbon

o

C 12.011

2

7 Nitróge

no

N 14.006

7

8 Oxígen

o

O 15.999

4

9 Flúor

F 18.998

4

10 Neón

Ne 20.179

3 11 Sodio

Na 22.989

12 Magne

sio

Mg 24.305

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13 Alumini

o

Al 26.981

5

14 Silicio

Si 28.086

15 Fósforo

P 30.973

8

16 Azufre

S 32.064

17 Cloro

Cl 35.453

18 Argón

Ar 39.948

4 19 Potasi

o

K 39.098

20 Calcio

Ca 40.08

21 Escandio

Sc 44.956

22 Titanio

Ti 47.90

23 Vanadio

V 50.942

24 Cromo

Cr 51.996

25 Mangan

eso

Mn 54.938

26 Hierro

Fe 55.847

27 Cobalt

o

Co 58.953

28 Níquel

Ni 58.71

29 Cobre

Cu 63.54

6

30 Cinc

Zn 65.38

31 Galio

Ga 69.723

32 Germa

nio

Ge 72.59

33 Arsénic

o

As 74.922

34 Selenio

Se 78.96

35 Bromo

Br 79.904

36 Kriptón

Kr 83.80

5 37 Rubidi

o

Rb 85.468

38 Estronc

io

Sr 87.62

39 Ytrio

Y 88.905

40 Circonio

Zr 91.22

41 Niobio

Nb 92.906

42 Molibd

eno

Mo 95.94

43 Tecnec

io

Tc (99)

44 Ruteni

o

Ru 101.07

45 Rodio

Rh 102.90

5

46 Paladio

Pd 106.4

47 Plata

Ag 107.8

68

48 Cadmio

Cd 112.40

49 Indio

In 114.82

50 Estaño

Sn 118.69

51 Antimo

nio

Sb 121.75

52 Telurio

Te 127.60

53 Iodo

I 126.90

4

54 Xenón

Xe 131.30

6 55 Cesio

Cs 132.90

5

56 Bario

Ba 137.34

57 * Lantan

o

La 138.91

72 Hafn

io

Hf 178.

49

73 Tantalio

Ta 180.948

74 Wolfra

mio

W 183.85

75 Renio

Re 186.2

76 Osmio

Os 190.2

77 Iridio

Ir 192.2

78 Platino

Pt 195.09

79 Oro

Au 196.9

67

80 Mercurio

Hg 200.59

81 Talio

Tl 204.37

82 Plomo

Pb 207.19

83 Bismut

o

Bi 208.98

0

84 Polonio

Po (209)

85 Astato

At (210)

86 Radón

Rn (222)

7 87 Franci

o

Fr (223)

88 Radio

Ra (226)

89 ** Actinio

Ac (227)

104 Rutherf

odio

Rf (261

)

105 Hahnio

Ha (262)

105 Seabor

gio

Sg (263)

107 Nielsbo

rio

Ns (261)

108 Hassio

Hs (265)

109 Meitne

rio

Mt (266)

110 111 112

Grupos: Columnas

Props Qcas semejantes

Periodos: Filas

Variación gradual de

propiedades Qcas y

Físicas

Metales

de transición

¿Cuántos elementos hay? ¿Cuáles son símbolos?

¿Cómo se organizan?

Masas Atómicas y Moleculares

¿Cuánto pesa un átomo?

Como son tan ligeros, se emplea una escala relativa a la

unidad de masa atómica:

12 27

6

11 uma masa de 1 átomo de C 1.66054·10 kg

12

-

Y mediante espectroscopia de masas se miden las masas y abundancias

de los isótopos, por ejemplo:

(punto de vista microscópico)

Isótopo de 47Ag m (en uma) x (en %)

107 Ag 106.905093 51.839

109 Ag 108.904756 48.161

Vaporización

de la muestra

Calor 1 B T

v

2 2

2ze V

m B r

Ionización Aceleración

iónica

Analizador

magnético

Detector

de iones

en función de ze/m

C+

Espectro de masas

e-

0-300 V

+

+ +

+ +

+ +

V=20 kV Cátodo

¿Qué es la espectrometría de masas?


¿Cuánto pesa un elemento? La masa ( o peso) atómica que viene en el Sistema Periódico es en realidad

la del elemento: es un promedio de masas isotópicas ponderado según la

abundancia natural de cada isótopo.


Ejemplo: calcula la masa atomica de la plata a partir de los datos de

espectrometría de masas y compara con el valor que aparece en la TP.

Isótopo de 47Ag m (en uma) x (en %)

107 Ag 106.905093 51.839

109 Ag 108.904756 48.161

Enlace a Tabla Periódica


¿Cuánto pesa una molécula?

Como las moléculas tienen un número de átomos definido…

la masa (o peso) molecular es la suma de masas atómicas que figuran

en la tabla periódica:

m(CO2) = m(C) + 2 m(O) =

= 12.011 uma + 2·15.999 uma = 44.010 uma


Ejemplo:


¿Qué es 1 mol?

(punto de vista macroscópico)

1 mol de cualquier sustancia (por ejemplo agua) =

una cantidad macroscópica de sustancia que contiene

un Número de Avogadro ( NA = 6.0221367·1023 mol-1) de partículas

constituyentes (moléculas de H2O)

¿Qué se entiende por cantidad de sustancia, n?

Se trata de una magnitud fundamental, definida como el número de

partículas (átomos o moléculas, a especificar) que componen una

muestra macroscópica de sustancia, pero expresadas en la unidad

mol.

(Antaño se decía que n es “el número de moles” de un muestra

material)


¿Cuánto pesa 1 mol de sustancia?

La masa de 1 mol (Masa Molar, M ) de sustancia es una cantidad en g

que coincide numéricamente con la masa atómica o molecular (m) en

uma.

(Rigurosamente M tiene unidades de g/mol )

Ca O2 H2SO4

Masa de una

molécula (m)

(en uma)

40.1 uma 32.0 uma 98.1 uma


Ejemplo:





uma.


Ca O2 H2SO4

Masa de una

molécula (m)

(en uma)

40.1 uma 32.0 uma 98.1 uma

Masa del mol

(M)

(en gramos)

40.1 g 32.0 g 98.1 g


Ejemplo:





uma.


Ca O2 H2SO4

Masa de una

molécula (m)

(en uma)

40.1 uma 32.0 uma 98.1 uma

Masa del mol

(M)

(en gramos)

40.1 g 32.0 g 98.1 g

1 mol

contiene …

6.022 1023

átomos

6.022 1023

moléculas

6.022 1023

moléculas


¡Reflexiona!

Ejemplo:

(Equivalencia Macroscópica-Molecular)

1 mol de X 6.022·1023 partículas de X M g de X


(1) la técnica de factores de conversión

En la práctica, para resolver problemas que requieran

conectar cantidades micro (N, número de partículas ) y

macroscópicas (w masa, n cantidad de sustancia) puedes

usar cualquiera de estas alternativas …

(2) Fórmulas como:

(Equivalencia Macroscópica-Molecular)


Calcula el número de moléculas de H2O que hay en un 1 mL exacto de

agua líquida a 100ºC cuya densidad es 0.958 g/mL:

Ejemplo (en apuntes):

alternativa con fórmulas:

w = volumen x densidad = 1 mL x 0.958 g/mL = 0.958 g

mol 1

10·0221367.6·

g 007.1·2g 00.16

OH mol 1·

mL 1

OH g 958.0 23

22

1 mL

Ejemplo: Supón que la gasolina fuese octano puro, C8H18, siendo su

densidad 0.692 g/mL. ¿Qué masa de C tendríamos en 1 L de gasolina?

3

8 18 8 18

8 18 8 18

10 mL 0.692 g C H 1 mol C H 12.01g C1 L · · · · · 587g C

1 L 1 mL 112 g C H 1 mol

8 mol C

1 mo C Cl H

Problema: Calcular el % en peso de cada uno de los elementos que

constituyen la hormona tiroxina, cuya fórmula es C15H11N O4I4.

Comprobación:

Problema: Mediante análisis elemental se encontró que un compuesto

orgánico contiene C, H, N y O como únicos elementos. Una muestra de

1.279 g del compuesto se quemó por completo y se obtuvieron 1.60 g de

dióxido de carbono y 0.77 g de agua. Por separado se pesaron 1.625 g del

compuesto y se comprobó que contenían 0.216 de nitrógeno. ¿Cuál es la

fórmula empírica del compuesto?

Ecuaciones Químicas

Las ecuaciones químicas :

“A + B +…→ P + Q + …”

son las frases de la Química

CH4 + O2 CO2 + H2O

Reactivos Productos Ley de conservación de la materia

Coeficientes estequiométricos

2 2

Una reacción química implica cambios en la estructura

molecular: se rompen y/o forman enlaces químicos

¡la proporción que expresan los

coeficientes estequiométricos

NUNCA es en gramos!


Ajuste de ecuaciones

C8H18 + O2 → CO2 + H2O

Ejemplo: Ajustar la reacción de combustión del octano

(C8H18) en el aire. (Ayuda: ajustar a ojo dejando el elemento para el final)

Problema: Ajustar las siguientes reacciones:

a) C6H14 + O2 → CO2 + H2O

Solución: C8H18 + 25/2 O2 → 8 CO2 + 9 H2O o

cualquiera de sus proporciones

(KClO3 → 3/4KClO4 + 1/4KCl)

(C6H14 + 19/2O2 → 6CO2 + 7H2O)

b) Al + HCl → AlCl3 + H2

( 2/3 Al + 2HCl → 2/3AlCl3 + H2)

c) KClO3 → KClO4 + KCl


Cálculos estequiométricos


¿cuántos L de oxígeno medidos en condiciones normales (0ºC, 1 atm)

(1 mol de gas en cn ≡ 22.4 L) son necesarios para quemar 35 kg de octano?

Coeficientes

Estequiométricos

Peso

Molecular

Solución: C8H18 + 25/2 O2 → 8 CO2 + 9 H2O

¡No, 2 cs!


Cálculos estequiométricos

Ejemplo (en apuntes): En los vehículos espaciales se utiliza hidróxido de litio sólido para eliminar

el dióxido de carbono exhalado. El hidróxido de litio reacciona con el dióxido

de carbono gaseoso formando carbonato de litio sólido y agua líquida.

¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se pueden eliminar por cada 1 g de

hidróxido de litio?

Li(OH) = 23,95 g/mol ; CO2= 44.01 g/mol Solución:

2 Li(OH)(s) + CO2(g) → Li2CO3(s) + H2O(l)

2

2

22 919.01

01.44

)(2

1

)(95,23

)(1)(1 COg

COmol

COg

OHLimol

COmol

OHLig

OHLimolOHLig


Determinación del reactivo limitante y

del (los) reactivos en exceso

¿Cuántos g de CO2 se pueden formar en una mezcla de 1.93 g de C2H4 y

3.75 g de O2?


C2H4 + 3 O2 2 CO2 + 2 H2O 1) Ecuación Qca

2) ¿Quién es el reactivo limitante?

3) Cálculo de la masa de CO2 ¡OJO: A partir del RL!

Reac. Limitante

3.75 g reales ¡Hay alternativas de cálculo de RL!

Problema Se mezclan 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2¿ Cuántos gramos

de urea [(NH2)2CO] se formarán si el otro producto de la reacción

es el agua?.

La ecuación correspondiente:

2 NH3(g) + CO2(g) →(NH2)2CO(ac) + H2O(l)

32.637 NHg

3

3

17

1

NHg

NHmolx

3

22

2

1

NHmol

CONHmolx

CONHmol

CONHgx

22

22

1

60

CONHg22

1124

Calculamos la cantidad máxima que se puede obtener con:

a) Con todo el amoniaco disponible:

b) Con todo el dióxido de carbono disponible:

21142 COg

2

2

44

1

COg

COmolx

2

22

1

1

COmol

CONHmolx

CONHmol

CONHgx

22

22

1

60

CONHg22

1558

NH3= 17g/mol; (NH2)2CO= 60g/mol; CO2= 44g/mol

Ecuaciones Químicas Determinación del reactivo limitante y

del (los) reactivos en exceso

La cantidad menor identifica el RL: NH3

Rendimiento de una reacción Ejemplo: La reacción de 6.8 g de H2S con exceso de SO2, produce

8.2 g de S y también agua. ¿Cuál es el rendimiento?

a) La ecuación ajustada:

2 H2S + SO2 → 3S + 2 H2O

b) La estequiometría nos permite calcular la cantidad máxima de S a

partir de los 6.8 g de H2S iniciales:

SgSmol

Sg

SHmol

Smol

SHg

SHmolSHg 6.9

1

32

2

3

34

18.6

22

2

2

c) Calculamos el rendimiento de la reacción:

%4.85100teóricos6.9

reales2.8

Sg

Sg


Problema: La masa real de SbCl3 que resulta de la reacción entre 3.00 g de

antimonio (Sb4) y 2.00 g de cloro (Cl2) es de 3.50 g. ¿Cuál es el

rendimiento?

a) La ecuación ajustada:

Sb4 + 6 Cl2 → 4 SbCl3 b) La estequiometría nos permite calcular la cantidad máxima de SbCl3

a partir del reactivo limitante:

Reactivo limitante: Cl2 Peso teórico: 4.29 g SbCl3

Sb4= 487.2 g/mol ; Cl2= 70.9 g/mol ; SbCl3= 228.2 g/mol

Rendimiento de una reacción


c) Calculamos el rendimiento de la reacción:

%6.81100teóricos29.4

reales50.3

3

3 SbClg

SbClg

La menor

cantidad de

producto

identifica al

RL

A + B +… Producto

Combinación Varias sustancias se combinan en un único producto

Reactivo M + N + …

Descomposición Una única especie se descompone en otras

A-C + B-D

Desplazamiento

A-B + C-D

Una especie química o fragmento sustituye a otro en

un compuesto molecular

Tipos de reacciones


PCl3 + Cl2 → PCl5

TiCl4 + H2O → Ti(OH)4 + HCl

KCl + O2 → KClO3

CaCO3 → CaO + CO2

Ejemplo: Ajusta y clasifica las siguientes ecuaciones químicas

El tricloruro de fósforo se combina con

cloro para dar pentacloruro de fósforo

4 4

El agua desplaza

al cloruro en el

tetracloruro de

titanio para dar

tetrahidróxido de

titanio y cloruro de

hidrógeno

Combinación

Desplazamiento

Combinación

Descomposición

El carbonato de calcio se

descompone en óxido de

calcio y dióxido de carbono

El cloruro de potasio se

combina con oxígeno para dar

trioxoclorato de potasio

Átomos y su Estructura Electrónica

¿Cómo se describe la organización de los e- dentro de un

átomo cualquiera?

2 2 2 2 2

2 2 22i i i

e

Ze K

x y z r

- -

La Mecánica Cuántica, joya del pensamiento científico, provee postulados,

conceptos y procedimientos matemáticos que describen con asombrosa exactitud

los fenómenos atómicos.

Átomo de H: 1 e-,

solución exacta

Cualquier átomo: Z e-,

solución aproximada

Para ella, un átomo (o una molécula) equivale (¿es?) a un Hamiltoniano (un

operador) y toda la información que se puede predecir del átomo (vg, su energía)

se obtiene resolviendo su ecuación de Schrödinger:


Orbital o función de onda: soluciones de la ecuación

dependientes (paramétricamente) de 3 números cuánticos, (n,l y ml)

impuestos por las condiciones de contorno de la ecuación diferencial

¿Cómo se interpretan? Desde los postulados de Born

(interpretación de Copenhague) el cuadrado de la función de onda |nlm|2

es la densidad de probabilidad de encontrar el electrón asociado a ese

orbital en el entorno del punto (r). (mentes inquietas: ver Petrucci)

Distribución de la probabilidad para el electrón del

átomo de H en su estado de mínima energía: para el

valor más bajo, n = 1, l = 0, m = 0

Átomos y su Estructura Electrónica ¿Cuántos orbitales hay? Infinitos, pero definidos por los valores

permitidos de los números cuánticos.

Átomos y su Estructura Electrónica http://web.uniovi.es/qcg/harmonics/harmonics.html

m=0

m=1 m=-1

m=-2

m=-3

m=2

m=3

s

p

d

f

l = 0 (s orbitals)

¿ y tamaño?

A mayor n,

mayor tamaño

Armónicos

Esféricos

¿Qué forma y

orientación tienen los

orbitales?

¡El núcleo está

en (0,0,0)!

http://web.uniovi.es/qcg/harmonics/s00.jpg

http://web.uniovi.es/qcg/harmonics/s1-1.jpg
















Átomos polielectrónicos

1s

2s

2p

3s

i

3p

3d4s

4p

función de y i n l

¿Qué energías tienen los orbitales (y los e- en ellos)?

1s

2s 2p

3s

i3p 3d

n=1

n=2

n=3

4

2 2

0

1

8

1, 2, 3, ...

ei n

m eE

h n

n

-

Niveles de energía

del átomo de H

Átomos hidrogenoides

Capas

Subcapas

Volver


¿Está TODA la información obtenible de un electrón

contenida en el orbital (nlm) asociado?

NO. Para explicar el comportamiento total de cada electrón ha

sido necesario introducir (Dirac, Stern y Gerlach, Ülenbeck y

Goudsmith) un cuarto número cuántico, de spin, con dos

posibles valores:

ms = +1/2 o ms = -1/2

Configuraciones electrónicas Una configuración electrónica de un átomo

es el conjunto de orbitales ocupados por sus electrones

Principio de exclusión de Pauli. En un

orbital atómico solo caben, como mucho,

dos electrones, con sus espines

opuestos.

Implica que en subcapa s caben 2 e-, en p 6

en d 10, etc

Principio de Mínima Energía. Para describir

el Estado Fundamental del átomo, los

electrones llenan primero los orbitales de

menor energía.

Reglas de Aufbau (construcción):

Enlace a Diagrama Orbital

Elemento Nº de p

y e (Z)

H 1

He 2

Li 3

Be 4

B 5

C 6

N 7

O 8

F 9

Diagrama Orbital

Regla de

Hund:

Se distribuyen

primero los

electrones con

espín paralelo

Configuración

1s1

1s2

1s2 2s1

1s2 2s2

1s2 2s22p1

1s2 2s2 2p2

1s2 2s2 2p3

1s2 2s2 2p4

1s2 2s2 2p5

Configuraciones electrónicas

Nº de e

de

valencia

1

2

1

2

3

4

5

6

7

Notación

de Lewis

capa de valencia (n más alto)

H

He

Li

Be

B

C

N

O

F

Configuraciones electrónicas Elementoº Nº de e

de

valencia

Notación

de Lewis

H 1

He 2

Li 1

Be 2

B 3

C 4

N 5

O 6

F 7

¡ El número de electrones

situados en la capa de valencia

(n más alto) determina las

propiedades químicas de los

elementos !

La notación de Lewis muestra

solo los e- de valencia

Elemento Z Nº de

e

Configuración

electrónica

Nº de e de

Valencia

Notación

de Lewis

Si 14 1s2 2s2 2p6

S 16 1s2 2s2 2p6

Ar 18 1s2 2s2 2p6

Mg+2 12 1s2

Configuraciones electrónicas

Ejemplo: Escribe la configuración electrónica de

Na y Na+ (Z = 11) y de Cl y Cl- (Z=17) y la notación Lewis.

Problema. Completa la tabla (Ayuda: solo necesitas Z y el orden de llenado)

1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Na = Cl =

Na+ = Cl- = Na+

Tabla Periódica de los Elementos

¿Y para qué sirve

todo este

modelo de Lewis con

e- de valencia

representando a los

átomos?

(1) Para explicar el Sistema

Periódico y las pautas de

variación de propiedades

como el radio atómico o la

energía de ionización.

(2) Para explicar de modo

simple el enlace covalente

(compartición de e- de

valencia) o el iónico (pérdida

y ganancia de e-).

Tabla Periódica de los Elementos Regularidades a lo largo de una columna del SP

Los elementos en un grupo o columna tienen el mismo número de e- de

valencia y mismo tipo de configuración electrónica, sólo que con n mayor

según se desciende. Por ejemplo, todos los alcalinos son [X]ns1, los

alcalinoterréos [X]ns2, la familia del B [X]ns2np1, … hasta los gases

nobles [X] ns2np6.

Los metales de transición son de la forma: [X] ns2(n-1)dx

ns1

ns2 ns2np1

ns2np6

n=1

n=2

n=3

n=4

ns2(n-1)px ns2(n-1)dx


A lo largo de un período o fila se va completando la capa más externa (n más

alto): en el primer periodo se completa la capa n=1, en el segundo la capa

n=2, etc

Regularidades a lo largo de una fila del SP

Se va llenando ns

(caben 2e-) y

habrá 2 elementos

Se va llenando np

(caben 6e-) y

habrá 6 elementos n=1

n=2

n=3

n=4

Se va llenando (n-1)d

(caben 10e-) y habrá 10

elementos

Nº de

elementos

en el período

2 8

8

18 18


Ejemplo: conocida la posición (fila y columna) de cualquier

elemento en el SP, es inmediato escribir su CE:

¿ Fe ?

n = 4

Columna 8

[Ar] 4s23d6

Propiedades Periódicas Efecto de recorrer un período: Al pasar del átomo Z al siguiente se aumenta en 1 los p en el

núcleo lo que aumenta la atracción hacia los e- (también

aumenta en 1 el número de e-, pero este efecto es menor).

Aumento de la atracción

Efecto de recorrer un grupo: Al descender en un grupo los e- de valencia están más lejos del núcleo (por estar

en orbitales de mayor n) y sienten menos atracción.

Menos a

tracció

n

Técnicamente, los e- internos apantallan (cancelan carga del

núcleo) a los e- de valencia, que sienten una carga nuclear

efectiva aproximada de Zef Z - (nº e- internos)

Propiedades Periódicas

¿Cómo varía el tamaño de los átomos?

El Radio atómico (covalente) se

obtiene tras medir la distancia

de enlace entre átomos iguales

(en una molécula) y dividir por 2. En una

columna

R aumenta al

descender

En un período

R decrece hacia la

derecha

Mentes inquietas: ¿qué forma tienen los átomos?

Ejemplo de 'cuencas' atómicas de un cristal de peruskita

KCaF3 En marrón los átomos de Calcio, en verde los Fluor

y en rojo los Potasio Atoms in Molecules: A Quantum Theory by Richard Bader

Propiedades Periódicas ¿Cuánto “cuesta” arrancar 1 e- para formar un catión?

La energía de ionización (EI1 o I1) de un átomo es la energía mínima

necesaria para (a) arrancar el e- más externo, (b) de un átomo

gaseoso, (c) en su estado fundamental

Na(g)→Na+(g)+e− , I1 =496 kJ /mol

En una columna

I1 decrece al

descender

En un período

I1 crece hacia la derecha

Propiedades Periódicas ¿Qué es la Afinidad Electrónica? La afinidad electrónica (AE1 o E1) de un átomo es el cambio de

energía que se produce cuando un átomo en estado gaseoso y

fundamental capta un electrón, en un proceso como el siguiente:

( ) ( )X g e X g- -

( ) ( )Cl g e Cl g- - 1 349 /E kJ mol -

El signo de la afinidad electrónica suele ser negativo lo que indica, según el

convenio de signos termodinámico, que se trata de energía desprendida

(proceso exotérmico).

En un período

I1 crece (en valor absoluto)

hacia la derecha


La electronegatiividad, EN o , de un átomo A es un índice numérico

que refleja su capacidad para atraer los electrones de un enlace.

En una columna

la

EN decrece al

descender

En un período la

EN crece hacia la

derecha

¿Qué es la Electronegatividad de un átomo?


1

18

1 1 Hidróg

eno

H 1.0079

2

13

14

15

16

17

2 Helio

He 4.0026

2 3 Litio

Li 6.941

4 Berilio

Be 9.012

2

5 Boro

B 10.811

6 Carbono

C 12.0112

7 Nitróg

eno

N 14.006

7

8 Oxígen

o

O 15.999

4

9 Flúor

F 18.998

4

10 Neón

Ne 20.179

3 11 Sodio

Na 22.989

12 Magn

esio

Mg 24.30

5

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13 Alumin

io

Al 26.981

5

14 Silicio

Si 28.086

15 Fósfor

o

P 30.973

8

16 Azufre

S 32.064

17 Cloro

Cl 35.453

18 Argón

Ar 39.948

4 19 Potasi

o

K 39.098

20 Calcio

Ca 40.08

21 Escandio

Sc 44.956

22 Titanio

Ti 47.90

23 Vanadio

V 50.942

24 Cromo

Cr 51.996

25 Mangan

eso

Mn 54.938

26 Hierro

Fe 55.84

7

27 Cobalt

o

Co 58.953

28 Níquel

Ni 58.71

29 Cobre

Cu 63.546

30 Cinc

Zn 65.38

31 Galio

Ga 69.723

32 Germanio

Ge 72.59

33 Arséni

co

As 74.922

34 Seleni

o

Se 78.96

35 Bromo

Br 79.904

36 Kriptón

Kr 83.80

5 37 Rubidi

o

Rb 85.468

38 Estron

cio

Sr 87.62

39 Ytrio

Y 88.905

40 Circonio

Zr 91.22

41 Niobio

Nb 92.906

42 Molibd

eno

Mo 95.94

43 Tecne

cio

Tc (99)

44 Ruteni

o

Ru 101.0

7

45 Rodio

Rh 102.90

5

46 Paladio

Pd 106.4

47 Plata

Ag 107.86

8

48 Cadmi

o

Cd 112.40

49 Indio

In 114.82

50 Estaño

Sn 118.69

51 Antimo

nio

Sb 121.75

52 Telurio

Te 127.60

53 Iodo

I 126.90

4

54 Xenón

Xe 131.30

6 55 Cesio

Cs 132.90

5

56 Bario

Ba 137.3

4

57 * Lantan

o

La 138.91

72 Haf

nio

Hf 178.

49

73 Tantalio

Ta 180.948

74 Wolfra

mio

W 183.85

75 Renio

Re 186.2

76 Osmio

Os 190.2

77 Iridio

Ir 192.2

78 Platino

Pt 195.09

79 Oro

Au 196.96

7

80 Mercur

io

Hg 200.59

81 Talio

Tl 204.37

82 Plomo

Pb 207.19

83 Bismut

o

Bi 208.98

0

84 Poloni

o

Po (209)

85 Astato

At (210)

86 Radón

Rn (222)

7 87 Franci

o

Fr (223)

88 Radio

Ra (226)

89 ** Actinio

Ac (227)

10

4 Ruthe

rfodio

Rf (26

1)

105 Hahnio

Ha (262)

105 Seabo

rgio

Sg (263)

107 Nielsb

orio

Ns (261)

108 Hassi

o

Hs (265)

109 Meitne

rio

Mt (266)

110 111 112

Metales

de transición

Prefieren ceder

electrones

Prefieren ganar

electrones

Carácter metálico: tendencia a ceder e-

En un período el

CM decrece hacia la

derecha

En un grupo el

CM crece hacia

abajo

Problema: Ordena los siguientes elementos de mayor a menor tamaño

a) Na, K, Rb b) Sr, In, Rb c) Cl, Ar, K d) Sr, Ca, Rb


a) Como los R

aumentan

hacia abajo:

Rb > K > Na

b) Rb > Sr > In

c) K > Cl > Ar

d) Rb > Sr > Ca

Problema: Ordena los siguientes elementos de menor a mayor

energía de ionización

a) Ar, Ne, Rn b) At, Bi, Po c) Be, Na, Mg d) Cl, K, Ar


c) Al aplicar las reglas

de I1: Na < Mg < Be

a) Rn, Ar,Ne

b) Bi, Po, At

d) K, Cl, Ar

Enlace Químico

¿Y para qué sirve

todo este

modelo de Lewis con

e- de valencia

representando a los

átomos?

(1) Para explicar el Sistema

Periódico y las pautas de

variación de propiedades

como el radio atómico o la

energía de ionización.

(2) Para explicar de modo

simple el enlace covalente

(compartición de e- de

valencia) o el iónico (pérdida

y ganancia de e-).

Hay tres tipos de enlaces químicos

•Enlace iónico (fuerzas electrostáticas que mantienen

unidos los iones, e.g. NaCl). Se forma entre M (metal) + NM

(no metal). Los e- se transfieren. Fuerzas multidireccionales.

Enlace Químico

•Enlace covalente (los átomos comparten electrones, e.g.

Cl2). Se forma entre NM + NM. Los e- se comparten y

localizan. Enlace direccional entre los núcleos

•Enlace metálico (los núcleos metálicos se mantienen

unidos por un mar de electrones, e.g. Na). Se forma

entre M + M. Los e- se transfieren al mar, comparten y

deslocalizan. Enlace no direccional.

Los tres modelos de Enlace Químico

muchos

átomos

Enlace Covalente

muchos

átomos

muchos

iones

Enlace Iónico

mar de

electrones

muchos

átomos

Enlace Metálico

Enlace Iónico Enlace iónico:

Se forma entre M (metal) + NM (no metal),

elementos con gran diferencia de EN, ej

Na y Cl

(1) Los e- se transfieren del M al NM y se

forman iones con estructura gas noble:

(2) Fuerzas electrostáticas multidireccionales

mantienen unidos los iones generalmente como

sólidos cristalinos en amplios rangos de T y P

Enlace Metálico

Enlace metálico

Se forma entre M + M, poco EN, ej Na(s)

Los e- de valencia se transfieren a un “mar” ,se comparten y

deslocalizan.

Los iones (cores) metálicos

(Na +)se mantienen unidos por

el mar de electrones.

Enlace no direccional.

Esto explica cualitativamente las altas conductividades electrónica y

térmica y la ductilidad y maleabilidad de los metales.

Energía

0

Distancia Internuclear

0.74 Ådistancia de enlace

-435 kJ/molenergía de enlace

HH

H H

Enlace Químico en Moléculas Covalentes

Enlace Químico en Moléculas Covalentes Hipótesis del Octete: Los átomos forman

enlaces covalentes COMPARTIENDO e- hasta

llenar su capa de valencia con 8 e- (octete) o 2

si es H. Esto genera una configuración muy

estable (tipo gas noble)

Modelo de Lewis:

Predice la estructura

electrónica de las

moléculas covalentes

H H H HEstructurade Lewis

Ej 1:

Ej 2: Molécula de Cl2

par de e-

compartido (PC)

par de e-

solitario (PS)

Aquí sólo hay 7 e-

de valencia

Aquí hay 8 e- de

valencia

Ej 3: Molécula de N2

Se necesita un triple

enlace para que cada N

alcance el octeto

Nº Regla Ejemplo

1a Escribir la secuencia de enlaces en la

molécula.

2ª Obtener el número total de electrones

de valencia (tener en cuenta la carga q

si se trata de un ion)

3ª Asignar 2 e a cada enlace covalente

4ª Distribuir el resto de e- de modo que

se cumpla la regla del octeto (los

últimos e se asignan al átomo central)

El H sólo acomoda 2 e-.

5ª Si no hay suficientes electrones de

valencia, intercambiar algunos enlaces

sencillos por enlaces múltiples.

Reglas

de Lewis Una manera

sistemática de

representar el

enlace en las

moléculas.

Ejemplo con

CFCl3

CFCl3 C

F

Cl Cl

Cl

C 4 e valencia

Cl 7 e

F 7 e

3 x

32 e total

C

F

Cl Cl

Cl

22

22

8 e de enlace

C

F

Cl Cl

Cl

24 e no enlazantes

O O

12 e total

4 e doble enlace

8 e no enlazantes

O2 H2O HF NH3

oxígeno agua fluoruro de

hidrógeno

amoniaco

Problema: Aplica las reglas para comprobar las fórmulas

de Lewis de los siguientes compuestos

Reglas

de Lewis

HO

H

Reglas

de Lewis

Problema (en apuntes): Aplica las reglas para comprobar

las fórmulas de Lewis de los siguientes compuestos

Cl2 N2 OH- H2O

cloro nitrógeno hidróxido agua

Cl Cl N N O HH

OH

Reglas

de Lewis

Problema (en apuntes): Aplica las reglas para comprobar

las fórmulas de Lewis de los siguientes compuestos

CO C2H6 C2H4 C2H2

monóxido

de carbono

etano etileno acetileno

C OH

C

H

C

H

H

HH C C

H

H

H

H

Geometría Molecular

Geometría o forma de la

molécula de CCl4:

Aunque los átomos

están en contacto (abajo),

el sistema de bolas y

varillas (centro)

permite resaltar los parámetros

ángulo y distancia de enlace

(esta define la direccionalidad del

enlace)

La geometría es la

correspondiente al poliedro

Tetraedro (arriba)


F

FB

F

120o

lineal angular plano trigonal pirámide

trigonal

Ej.: CO2, N2, C2H2 Ej.: SO2, H2O, O3 Ej; BF3, SO3 NH3

tetraédrica plano cuadrada bipirámide

trigonal

octaédrica

Ej.: CH4, CF2Cl2 PtCl4 PF5 SF6

O C O

180o

O

S

O

100o

HH

N

H

107o

Cl

Cl Pt Cl

Cl

90o

F

F

FP

F

F

120o

90o

FF

F

S

F

FF

90o

90o

OBJETIVO: Conocer y Explicar alguna Forma Molecular ABn


Modelo de repulsión de

pares de e- de valencia:

si se conoce la estructura

de Lewis, se puede

predecir la forma

(Gillespie)

Predicción de formas moleculares ABn

1. Fórmula de Lewis número de

grupos electrónicos (enlazantes +

solitarios) alrededor del átomo

central A.

2. ABn adopta la forma que minimiza

la repulsión entre grupos

electrónicos

3. Etiquetar la geometría resultante

ignorando los pares solitarios.

Esencia del modelo


Fórmula de

Lewis

Grupos

de e-

Disposición

de mínima repulsión

Ángulo

de

Enlace

Geometría

Polaridad de las Moléculas

La polaridad de un enlace covalente A-B se interpreta en términos de la

electronegatividad EN de A y B:

EN de un átomo A es un índice numérico que refleja su capacidad

para atraer los electrones de un enlace.

En una columna

la

EN decrece al

descender

En un período la

EN crece hacia la

derecha


HF

=|q| r=1.94 D

r

q(F)=-0.50 e q(H)=+0.50

0.98 Å

Por tanto, en una molécula como

HF, en la que hay gran diferencia

de EN (F = 4, H = 2.1), se

producirá una separación de

carga eléctrica en el enlace (de

hasta 0.5e), manteniéndose nula

la carga neta.

El enlace H-F se comporta como un

un Momento Dipolar eléctrico rμ

q

Una molécula con ≠0 es una molécula polar

Una molécula con =0 es una molécula no polar

En moléculas poliatómicas (más de 2 átomos) su polaridad

depende, además de las EN, de la forma geométrica, pues el

momento dipolar total es la suma (vectorial) de los momentos de

enlace.

O O

q(O)=-0.33 q(C)=0.66 q(O)=-0.33

1μ 2μ

1 2μ μ = 0μ

NO POLAR

1μ 2μ

2.2 Dμ

q(O)=-0.82

q(H)=0.41 q(H)=0.41

POLAR

μ = 0

1.20Å

q(Cl)=-0.09

q(C)=0.36

q(Cl)=-0.08

q(C)=-0.54

q(H)=0.54

2.04 Dμ

POLAR NO POLAR

Ejemplos de moléculas polares y no polares


Problema: dada la forma geométrica, comprueba si estas

moléculas son polares o no.

BF3 NH3

O3

HCH C

HC≡CH

TEMA 1: Conceptos Básicos en Química Wolfram QUIMICA/Leccion 1... · Propiedades y Cambios en la...

Documents

Transcript of TEMA 1: Conceptos Básicos en Química Wolfram QUIMICA/Leccion 1... · Propiedades y Cambios en la...