UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II

UNIDAD 3VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE

LA MATERIA PARTE II Enlaces Químicos I: Conceptos Básicos

Símbolos Lewis (Cap. 9 sec. 9.1)

Enlace Iónico (Cap. 9 sec. 9.2)

Enlace Covalente (Cap. 9 sec. 9.4)

Electronegatividad (Cap. 9 sec. 9.5)

Enlaces Químicos II Geometría Molecular (Cap. 10 sec. 10.1)

Teoría de Enlace de Valencia y de Orbital Molecular(Cap. 10 sec. 10.3)


LA MATERIA PARTE II Gases

Sustancias que Existen Como Gases (Cap. 5 sec. 5.1)

Presión de un Gas (Cap. 5 sec. 5.2)

Las Leyes de los Gases (Cap. 5 sec. 5.3)

Ecuación del Gas Ideal (Cap. 5 sec. 5.4)

Ley de Presiones Parciales de Dalton (Cap. 5 sec. 5.6)

Teoría de Cinética Molecular de los Gases (Cap. 5 sec. 5.7)


LA MATERIA PARTE II

Fuerzas Intermoleculares y Líquidos y Sólidos La Teoría Cinético Molecular de Sólidos y Líquidos

(Cap. 11 sec. 11.1) Fuerzas Intermoleculares (Cap. 11 sec. 11.2)

Propiedades de los Líquidos (Cap. 11 sec. 11.3)

Propiedades y Estructura de Agua (Cap. 11 sec. 11.3)

Características Estructurales de Sólidos (Cap. 11 sec. 11.6)

Cambios de Fase (Cap. 11 sec. 11.8)


LA MATERIA PARTE II Propiedades Físicas de Soluciones

Tipos de Soluciones (Cap. 12 sec. 12.1)

Visión Molecular del Proceso de Solución (Cap. 12 sec. 12.2)

Unidades de Concentración (Cap. 12 sec. 12.3)

El Efecto de la Temperatura en la Solubilidad (Cap. 12 sec. 12.4)

El Efecto de la Presión en la Solubilidad de Gases (Cap. 12 sec. 12.5)

Propiedades Coligativas en Soluciones No-Electrolíticas (Cap. 12 sec. 12.6)

Propiedades Coligativas en Soluciones Electrolíticas (Cap. 12 sec. 12.7)

Coloides (Cap. 12 sec. 12.8)

UNIDAD 3VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II

Enlaces Químicos I: Conceptos Básicos Símbolos Lewis Es una representación de un átomo donde el

símbolo del elemento representa el núcleo. Los electrones de valencia son representados por puntos alrededor del símbolo del elemento.


Electrones de Valencia: Tabla Periódica Una alternativa simple (ej. elementos representativos) es

referirse a la tabla periódica y fijarse al grupo que pertenece el elemento. El número de electrones de valencia es el mismo que el número Romano en la parte superior del grupo.

Ej: Calcio, Ca, está en grupo IIA. El número de valencia de electrones es 2. Fósforo, P, está en grupo VA. El número de valencia de electrones es 5.


La Regla del Octeto De acuerdo a la regla del octeto, los átomos ganarán o

perderán suficientes electrones para que su configuración electrónica en su nivel de mayor energía se parezca a la de los gases nobles. Este arreglo usualmente consiste de 8 electrones en el nivel de valencia.

Ion Simple Un ion simple es un átomo que ha adquirido una carga

positiva o negativa ganando o perdiendo uno o más electrones.


Ejemplos de ion simple Magnesio, Mg, tiene 2 e- de valencia que pierde para formar

un ión simple con carga +2. El ión se escribe como Mg2+. Oxígeno, O, tiene 6 e- de valencia. Este tiende a ganar 2 e-

para formar un ión simple con carga -2. El ión se escribe como O2-.

Cloro, Cl, tiene 7 e- de valencia. Este tiende a ganar 1 e- para formar un ión simple con carga -1. El ión e escribe como Br -.


Enlace Iónico: es la fuerza electrostática que mantiene los iones unidos en un compuesto iónico.

Compuestos Iónicos Ejemplo: Na2S

Sodio es un metal del grupo IA y formará iones de sodio con el símbolo Na+.

Azufre es un no-metal del grupo VIA y formará iones de azufre con el símbolo S2-.

Para balancear las cargas se requieren 2 iones de Na+ y uno de S2- .

Los dos iones de Na+ proveen 2 cargas positivas y un ión de S2- provee 2 cargas negativas.

La fórmula es Na2S.


Ejemplo Compuesto Iónico Aluminio y Oxígeno:

Aluminio está en el grupo IIIA (metal) y formará iones con el símbolo Al3+.

Oxígeno está en el grupo VIA (nonmetal) y formará iones con el símbolo O2-.

Para balancear las cargas positivas y negativas se necesitan dos 2 iones de Al3+ y 3 iones de O2-.

La fórmula es Al2O3.


Compuestos iónicos que contienen iones poliatómicos Iones Poliatómicos son grupos de átomos enlazados

covalentemente y contienen carga eléctrica. La mayoría tienen carga negativa.

En la fórmula el símbolo del metal se escribe primero y luego la fórmula del ión poliatómico. Debe haber igual número de cargas positivas y negativas representadas en la fórmula.

Cuando se necesita más de un ión poliatómico en la fórmula, se utiliza paréntesis alrededor del ión poliatómico y se pone en la parte inferior derecha el número correspondiente.

3 4 3 4 4 42 3Na PO Mg PO NH PO


Ejemplos de Iones Poliatómicos


Enlace Covalente Un enlace covalente es un tipo de enlace donde la

regla del octeto se cumple cuando los átomos comparten los electrones de valencia. Ejemplo: F2.

Los átomos que comparten uno o más de un par de electrones están atraídos entre si a los electrones compartidos. La atracción hacia cada uno se llama un enlace covalente. Puede ser representado por el par de e- compartidos o por una línea sencilla entre los átomos.


Enlace Covalente El compartir electrones que resulten en enlaces

covalentes puede ocurrir entre átomos iguales o diferentes.

Moléculas como Cl2, O2 y N2 se forman cuando se comparten e- entre átomos iguales.

Moléculas como H2O, CH4 , CO2 se forman cuando se comparten e- entre átomos diferentes.

Los enlaces covalentes pueden ser enlaces sencillos, dobles y triples.


Ejemplos de Enlaces Covalentes


Comparación de Propiedades entre Compuestos Covalentes e Iónicos

Compuestos Covalentes Existen 2 tipos de fuerza atractivas.

Fuerza o Entalpía de Enlace Fuerzas Intermoleculares

Son usualmente gases, líquidos o sólidos (bajo punto de fusión). Poco solubles en agua.

No están tan fuertemente unidos porque las fuerzas intermoleculares son débiles comparadas a la fuerza entre los átomos.

Compuestos Iónicos Fuerzas electrostáticas son más fuertes . Son usualmente sólidos a temperatura ambiente y tienen punto

de fusión altos. Muchos son solubles en agua y la solución acuosa conduce

electricidad ya que poseen cationes y aniones que se mueven en la solución.


Electronegatividad Existen compuestos con enlaces donde lo

electrones ni están compartidos exactamente ni existe una transferencia completa de éstos.

Estos compuestos forman enlaces polares covalentes. Esta propiedad se explica con el concepto de

electronegatividad. Es la habilidad de un átomo en atraer hacia si los

electrones en un enlace químico. Atomos con afinidad electrónica (atraer electrones

fácilmente) y energía de ionización (no pierde electrones fácilmente) altas, tiene también alta electronegatividad.


Atomos de elementos con grandes diferenciales de electronegatividad entre ellos tienden a formar enlaces iónicos (NaCl, CaO). Generalmente, un enlace iónico une un átomo de un elemento metálico y uno no metálico.

Atomos de elementos con electronegatividades comparables tienden a formar enlaces polares covalentes.

La mayoría de los enlaces covalentes ocurren con elementos no metálicos.


Enlaces Químicos II Se utilizan dos teorías de mecánica cuántica para

describir la formación de enlaces covalentes y de la estructura electrónica de una molécula. Teoría de Enlace de Valencia

El nivel de valencia es el más lejano nivel ocupado por los electrones que van a participar en los enlaces químicos.

Se asume que los electrones en una molécula ocupan los orbitales atómicos solamente en los átomos individuales.

Teoría de Orbital Molecular Se asume la formación de orbitales moleculares a partir

de los orbitales atómicos.


Geometría Molecular Se utiliza el modelo VSEPR (Valence Shell

Electron Pair Repulsion). Establece la geometría (forma) de la molécula teniendo

en cuenta el arreglo de electrones alrededor de un átomo central y la repulsión electroestática entre los pares de electrones.


Gases Sustancias que Existen Como Gases Composición de la Atmósfera

78% N2 , 21% O2 , 1 % otros gases incluyendo CO2

H2 , N2 , O2 , O3 , F2 , Cl2 , He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

HF, HCl, HBr, HI, CO, CO2, NH3, NO, NO2, N2O, SO2 , H2S, HCN

Características Físicas Ocupan el volumen y asumen la forma del recipiente. Los más comprimibles entre los tres estados de la materia. Se mezclan completa y uniformemente en un contenedor. Tienen densidad menor comparados con sólidos y líquidos.


Gases: Presión, Volumen, y Temperatura Visión Cinética Molecular de Sólidos, Líquidos, y

Gases


Presión Se define como una fuerza sobre una unidad de

área de una superficie donde la fuerza actúe. En cálculos usando la ley de gases, la presión se

expresa usualmente en unidades relacionadas a la presión atmosférica.


La temperatura de una muestra de gas es una medida de la energía cinética promedio de las moléculas del gas en la muestra.

Se utiliza la escala de temperatura Kelvin en los cálculos de leyes de gases.

Cero Absoluto

Una temperatura de 0 K

se conoce como cero absoluto.

Es la temperatura donde las

moléculas de un gas no tienen

energía cinética porque no tienen

movimiento. En la escala Celsius

cero absoluto es igual a -273°C.


Relación entre Presión, Volumen y Temperatura para Gases: Observación a Nivel Macroscópico y Relaciones Físicas y Matemáticas

Relación Presión-Volumen: Ley de Boyle La presión de una cantidad fija de gas a temperatura

constante es inversamente proporcional al volumen del gas. P 1/V , P = k (1/V) P1 V1 = k = P2 V2

Relación Temperatura-Volumen y Temperatura-Presión: Ley de Charles y Guy-Lussac El volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión

constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. V T, V = k (T) V1 / T1 = V2 / T2

La presión de un gas con una cantidad fija de gas y constante volumen es directamente a la temperatura. P T, P = k (T) P1 / T1 = P2 / T2

V1V


Relación Volumen-Cantidad de Gas: Ley de Avogadro A presión y temperatura constante, el volumen de un gas

es directamente proporcional a la cantidad de gas presente. V n , V = k (n)

Ley Combinada de Gases Ley de Boyle y de Charles se pueden combinar y forman

lo que se llama la ley de gas combinada y se escribe matemáticamente como:

Se puede expresar en otra manera útil para calcular condiciones iniciales o finales de la muestra del gas.

'k'T

PV

f

ff

i

ii

T

VP

T

VP


Ecuación de un Gas Ideal Permite hacer cálculos donde varían la cantidad del gas, la

temperatura, la presión, y el volumen. PV= nRT

P = presión, V = volumen, T = temperatura Kelvin, n = cantidad del gas (moles)

R = constante de gas universal Gas Ideal

Gas hipotético al cual su comportamiento de presión, volumen, y temperatura puede ser estudiado usando las leyes de gases.

Gases Reales Se estima que a 0o C (273.15 K) y 1 atm muchos gases

reales se comportan como ideales. Se ha medido experimentalmente que 1 mole de un gas a estas condiciones ocupa 22.414L. Se le conoce como condición STP.

K mol

atm L0.0821


Presiones Parciales de Gases: Ley de Dalton La presión total ejercida por una mezcla de gases es

igual a la suma de las presiones parciales de cada gas en la mezcla.

gases individualtotal PP


Presiones Parciales de Gases: Ley de Dalton Pi = Xi PT , Xi = ni / nT fracción molar

Gas A, Gas B XA = nA / nT XB = nB / nT

¿Cómo explicar el comportamiento físico que se observa en los gases a nivel macroscópico?


La teoría cinética molecular de la materia es una herramienta útil para explicar las propiedades que se observan en los tres estados de la materia: sólido, líquido y gas.

Postulado 1: La materia está compuesta de partículas llamadas moléculas.

Postulado 2: Las partículas en la materia están en constante movimiento. Por lo tanto poseen energía cinética.

Postulado 3: Las partículas poseen energía potencial como resultado de la atracción o rechazo entre sí.

Postulado 4: La velocidad promedio de una partícula aumenta a medida que aumenta la temperatura.

Postulado 5: Las partículas transfieren energía unas a otras durante choques inter-particulares y no hay pérdida neta de energía en el sistema donde estén.


Conceptos Relacionados a la Teoría Cinética Molecular El movimiento molecular es una forma de energía que se puede

definir como la capacidad de hacer trabajo o producir un cambio. En términos mecánicos, trabajo se define como fuerza x

distancia. Energía = trabajo realizado = fuerza x distancia La unidad de energía en SI es joule (J) = 1 kg m2 / s2

Energía Cinética (KE) es energía usada por un objeto en movimiento o energía de movimiento.

KE = ½ mv2 ; m = masa de la molécula , v2 = promedio del cuadrado de la velocidad.

KE promedio T, ½ mv2 T La temperatura de un gas es una medida del promedio de KE de

las moléculas. Es una indicación del movimiento aleatorio de las moléculas- a mayor temperatura, las moléculas son más energéticas.


Fuerzas Intermoleculares y Líquidos y Sólidos Teoría Cinética Molecular de Líquidos y Sólidos

Estado Volumen/ Forma

Densidad Compresibi- lidad

Movimiento Molecular

Gas Asume volumen y forma del contenedor

Baja Bien Alta Libre

Líquido Volumen definido y asume forma del contenedor

Alta Ligeramente Deslizamiento libre

Sólido Volumen y forma definida

Alta Casi nada Vibración en posición fija.


Fuerzas Intermoleculares (Dipolo-Dipolo, Dipolo Inducido-Dipolo, Fuerzas de Dispersión: Fuerzas van der Waals) Fuerzas de atracción entre moléculas. Responsables de propiedades de la materia como

punto de fusión y de ebullición. Aumentan a medida que aumentan las fuerzas

intermoleculares. Fuerzas Dipolo-Dipolo: fuerzas de atracción entre

moléculas polares que poseen momentos dipolos (medida cuantitativa de la polaridad de un enlace). (HF, HCl, HBr, HI, H2O, H2S, NH3 , SO2 )

Fuerzas Dipolo Inducido-Dipolo: el dipolo de una molécula no polar es inducido por la proximidad de un ión o una molécula polar.


Fuerzas de Dispersión: fuerzas de atracción que resultan de dipolos inducidos temporeramente en átomos o moléculas. (Fuerzas de London)

Depende de la polarizibilidad de éstos, cuán fácil la distribución de electrones puede ser impactado. En general, mientras más electrones, hay más

densidad electrónica sobre mayor espacio (volumen) y los electrones tendrán menos influencia por el núcleo. Por lo tanto, mayor será la polaridad.

Aumentan a medida que aumenta la masa molar ya que moléculas grandes tienen más electrones.

Fuerzas Ión-Dipolo: fuerzas de atracción entre un ión (catión o anión) y una molécula polar.


Enlaces de Hidrógeno Interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno en

un enlace polar (N-H, O-H, F-H) y un átomo electronegativo (O, N, F).

Propiedades de Líquidos Tensión Superficial: Cantidad de energía requerida para

estirar o aumentar la superficie de un líquido por una unidad de área (ej. 1 cm2 ). Líquidos con grandes fuerzas intermoleculares tienen grandes

tensiones superficiales. Los enlaces de hidrógeno son responsables de la tensión superficial del agua.

Acción capilar Cohesión: atracción intermolecular entre moléculas iguales. Adhesión: atracción entre diferentes moléculas (i.e. agua y los

lados del tubo de cristal). Viscosidad

Medida de la resistencia de un líquido a fluir.


Propiedades y Estructura del Agua Excelente solvente con muchos compuestos iónicos y

otras sustancias capaces de formar enlaces de hidrógeno con el agua.

Puede absorber gran cantidad de energía cuando sube la temperatura. Subir la temperatura significa aumentar la energía cinética molecular.

Tiene alta especificidad calórica (cantidad de calor necesario para subir la temperatura de 1 gramo de agua, 1 grado C: (J/g) oC. Se debe a la gran cantidad la enlaces intermoleculares de hidrógeno que romper.

En su estado sólido es menos denso que en su estado líquido. Por lo tanto, el hielo flota. El ordenamiento molecular de los cristales de hielo no permiten que las moléculas se acerquen mucho unas a otras.


Características Estructurales de Sólidos Se dividen en sustancias cristalinas o amorfas. Estructura Cristalina

Los átomos, moléculas, o iones ocupan una posición específica ordenada y rígida.

El arreglo de éstos es tal que las fuerzas intermoleculares están en su máximo.

Las fuerzas responsables por la estabilidad de un cristal pueden ser fuerzas iónicas, enlaces covalentes, de van der Waals, enlaces de hidrógeno o una combinación de éstas.


Características Estructurales de Sólidos Tipos de Cristales

Tipo de Cristal Fuerza Unificadora Propiedades Generales Ejemplos

Iónico Atracción Electrostática

Duros, Quebradizo, Alto Punto de Fusión, Pobres Conductores de Calor y Electricidad

NaCl, LiF, MgO, CaCO3

Covalente Enlace Covalente Duros, Alto Punto de Fusión, Pobres Conductores de Calor y Electricidad

C (diamante), SO2 (cuarzo)

Moléculas Fuerzas de Dispersión y Dipolo-Dipolo, Enlaces de Hidrógeno

Suaves, bajo punto de fusión, Pobres Conductores de Calor y Electricidad

Ar, CO2 , I2 , C12

H22 O11

Metálico Enlace Metálico Suave a duro, bajo a alto punto de fusión, buenos conductores de calor y electricidad

Todos los elementos metálicos (Na, Mg, Fe, Cu)


Cambios de Fase (Estado) Cambios en estado usualmente ocurren cuando se

añade o remueve calor (energía) a la sustancia. Cuando se añade energía se conoce como un proceso

endotérmico. Cuando se remueve (libera) calor en el cambio de

estado se conoce como un proceso exotérmico.


Propiedades Físicas de Soluciones Soluciones son mezclas homogéneas de dos o

más sustancias donde los componentes están presentes como átomos, moléculas, o iones.

Solvente de una solución El solvente de una solución es la sustancia con la

mayor concentración presente en la solución. Soluto de una solución

El soluto de una solución es la sustancia presente en una concentración menor a la del solvente. Una solución puede contener más de un soluto.


Estados físicos de soluciones El estado físico de una solución (sólido, líquido, gas)

es usualmente igual as del estado físico del solvente.


Solubilidad La solubilidad de un soluto es la cantidad máxima del

soluto que se puede disolver en una cantidad específica de solvente en unas condiciones específicas de temperatura y presión.


Sustancia soluble Este término es usado para describir una sustancia

que se disuelve extensivamente en el solvente. Sustancia insoluble

Este término es usado para describir una sustancia que no se disuelve extensivamente en el solvente.


Inmiscible Describe a líquidos que no son solubles entre

ellos. No forman una solución.


Proceso de solución El proceso de solución envuelve las interacciones entre

las moléculas del solvente y las partículas del soluto.


Proceso de solución Está influenciada por dos factores principales:

Energía: proceso exotérmico o endotérmico Tendencia inherente natural al desorden Ej. Soluto iónico en Solvente polar


Solubilidad de Solutos Polares en Solvente Polar Amonia Disuelta en Agua:

Las moléculas polares de amonia se disuelven en moléculas polares de agua. La mezcla es efectiva porque ambas moléculas interactúan a través de enlaces de hidrógeno.


Solutos No Polares en Solventes Polares Varios gases como O2, N2, H2, CO2 no son muy solubles

porque son no polares. Sabemos que hay oxígeno disuelto en agua lo suficiente para que los peces pueden “respirar” y sustraer el O2 . Bióxido de Carbono es soluble en agua. Esto lo observamos en botellas tapadas de refrescos carbonatados. ¿Qué sucede cuando destapamos la botella? ¿Qué sucede cuando dejamos la botella destapada por un largo período de tiempo?

Los compuestos no polares más comunes son los hidrocarburos. Estos tienen muchos enlaces no polares como C-C and C-H. Hidrocarburos se encuentra presentes en aceites, grasas (fats), solventes en “dry cleaning”, turpentine, acetona y gasolina.


Proceso de solución Un soluto no se disuelve en un solvente si:

las fuerzas entre las partículas del soluto son tan fuertes que no se afectan por las interacciones con las partículas del solvente.

las partículas del solvente están atraídas entre si más fuertemente que hacia las partículas del soluto.

Una “regla” conocida para describir solubilidad es “igual disuelve a igual” (“like dissolves like”). Solventes Polares disuelven solutos polares o iónicos. Solventes No Polares disuelven solutos no polares o

no iónicos.


Factores que ayudan en el proceso de disolución Reducir el tamaño del soluto (moler o pulverizar).

Las partículas pequeñas proveen mayor área de superficie para interaccionar con el solvente y se disuelven más rápido que partículas grandes.

Calentar el solvente. Las moléculas del solvente se mueven más rápido y

chocan más frecuentemente con el soluto a altas temperaturas.

Mover o agitar la solución. Ayuda a dispersar el soluto entre el solvente y

promueve que el solvente no saturado interaccione con el soluto.


Efecto de la temperatura en la solubilidad


Efecto de la Presión en la Solubilidad de Gases Ley de Henry: la solubilidad de un gas en un

líquido es proporcional a la presión del gas sobre la solución. C = kP


Osmosis Cuando soluciones con distintas concentraciones de

soluto son separadas por una membrana semipermeable, el solvente tiende a fluir (migrar) a través de la membrana de la solución de menor concentración hacia la solución de mayor concentración.

Cuando la solución de mayor concentración se somete a suficiente presión, el flujo osmótico del solvente hacia la solución puede ser detenido.

La presión necesaria para prevenir el flujo osmótico del solvente hacia la solución se llama presión osmótica de la solución.

Ejemplos de osmosis: Las raíces de las plantas absorben agua del suelo. Muchas

raíces finas componen mayor área de superficie. Agua entra y sale de las células en el cuerpo humano


Coloides Es una dispersión de partículas de una sustancia

(fase dispersada) a través de un medio hecho de otra sustancia.

Medio Dispersante

Fase Dispersada Nombre Ejemplo

Gas Líquido Aerosol Niebla

Gas Sólido Aerosol Humo

Líquido Gas Foam Whipped Cream

Líquido Líquido Emulsión Mayonesa

Líquido Sólido Sol Leche de Magnesia

Sólido Gas Foam Foam Plásticos

Sólido Líquido Gel Jalea, Mantequilla

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