Antologia Quimica Bachillerato

ANTOLOGIA DE QUÍMICA

INGENIERÍA

ELABORADO POR: Q.BR. CRISTINA AZUMENDI RUIZ ING. CLAUDIA DE LA O RAMOS ACTUALIZADO POR: Q.BR. CRISTINA AZUMENDI RUIZ

ENERO DEL 2009

OBJETIVO GENERAL DEL CURSO: Adquirir los conocimientos básicos sobre la estructura de los compuestos químicos orgánicos e inorgánicos, así como su nomenclatura, propiedades físicas, reactividad e impactos económico y ambiental.

OBJETIVO DE LA ANTOLOGIA: Se ha intentado presentar el estudio de la química de forma sencilla y atractiva para el alumno, con la finalidad de que crezca su interés por el estudio de esta ciencia. Este manual ofrece descripciones claras y sencillas de temas de química, como son: plantear y utilizar factores de conversión para resolver problemas, escribir fórmulas y ecuaciones químicas de manera correcta, usar la tabla periódica como una herramienta para predecir propiedades y reacciones de las sustancias químicas; cómo ocurren los enlaces entre los átomos, además ayuda al estudiante a evaluar su aprendizaje con los ejercicios propuestos al final de cada unidad.

INTRODUCCIÓN: La química es la rama de la ciencia que estudia las características y composición de todos los materiales, y de los cambios que éstos pueden sufrir. Cada sustancia química tiene características específicas. Cuando ocurre un cambio químico, las sustancias que se producen son muy distintas de los materiales iniciales. La química no sólo influye en nuestra vida en todo momento, sino que además afecta a la sociedad entera. Con la química se hace posible la alta tecnología de hoy en día, desde los chips de computadora hasta los cristales líquidos y las fibras ópticas. La química ofrece materiales nuevos que visten, abrigan y divierten, como los materiales aislantes, los tableros solares, etc. La química es fundamental para prácticamente todo lo que la sociedad produce o consume. Los químicos que se emplean en las industrias de todo tipo, trabajan para hacer más eficientes los procesos de manufactura, en términos de materiales y de energía. Prácticamente todas las industrias o negocios que hacen o venden un producto tienen que ver con sustancias químicas y, por tanto, con la química.

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En este manual primero se comprende la estructura electrónica general de los átomos, se prosigue con el estudio de otras propiedades relacionadas con la tabla periódica, y de los enlaces que mantienen unidos a los átomos o iones en los compuestos químicos, se continúa con la clasificación principal de los compuestos químicos inorgánicos, analizando su nomenclatura química. Uno de los temas más importantes, es el estudio de las reacciones químicas y de la notación simbólica que se emplea para escribir ecuaciones químicas, igual los cálculos con cantidades químicas son fundamentales en este curso.

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CONTENIDO UNIDAD I 1.1 Química. ……………………………………………………………………………. 1.2 Materia. …………………………………………………………………………...... 1.3 Estados físicos de la materia. ……………………………………………………..... 1.4 Propiedades de la materia.………………………………………………………...... 1.5 Cambios de la materia………………………………………………………………. 1.6 Energía………………………………………………………………………………. 1.7 De la física clásica a la teoría cuántica……………………………………………… 1.8 Teoría cuántica de Max Planck……………………………………………………… 1.9 Efecto fotoeléctrico………………………………………………………………….. 1.10Teoría de Bohr del átomo de Hidrógeno…………………………………………… 1.11 La naturaleza dual del electrón……………………………………………………. 1.12 Mecánica cuántica…………………………………………………………………. 1.13 Configuraciones electrónicas………………………………………………………

8 8 10 10 12 13 17 18 18 19 21 25

UNIDAD II 2.1 Desarrollo de la tabla periódica……………………………………………………… 2.2 Períodos, grupos y familias………………………………………………………….. 2.3 Metales, no metales y semimetales………………………………………………….. 2.4 Propiedades periódicas de los elementos…………………………………………….

28 29 30 32

UNIDAD III 3.1 Enlace químico………………………………………………………………………. 3.2 Símbolos de Lewis y regla del octeto……………………………………………….. 3.2.1 Excepciones a la regla del octeto…………………………………………………. 3.3 Tipos de enlace………………………………………………………………………. 3.3.1 Enlace iónico………………………………………………………………………. 3.3.2 Enlace covalente…………………………………………………………………… 3.4 Formas moleculares………………………………………………………………….. 3.4.1 El modelo RPENV………………………………………………………………… 3.4.2 Teoría del enlace de valencia……………………………………………………… 3.5 Enlaces múltiples…………………………………………………………………….. 3.6 Fuerzas intermoleculares…………………………………………………………….. 3.7 Tipos de sólidos……………………………………………………………………… 3.8 Enlace metálico……………………………………………………………………… 3.9 Propiedades de las sustancias………………………………………………………...

40 40 41 43 43 45 47 48 52 55 55 57 58 60

UNIDAD IV 4.1 Tipos de nomenclatura………………………………………………………………. 4.2 Fórmulas químicas…………………………………………………………………... 4.3 Clasificación de los compuestos inorgánicos………………………………………... 4.4 Óxidos……………………………………………………………………………….. 4.5 Hidróxidos…………………………………………………………………………… 4.6 Hidruros……………………………………………………………………………... 4.7 Sales…………………………………………………………………………………. 4.8 Ácidos………………………………………………………………………………... 4.9 Reacciones químicas…………………………………………………………………

65 65 67 68 71 71 73 77 79

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UNIDAD V 5.1 Estequiometría………………………………………………………………………. 5.2 Leyes ponderales……………………………………………………………………. 5.3 Unidades químicas y cálculos estequiométricos……………………………………. 5.4 Balanceo de ecuaciones químicas…………………………………………………... 5.4.1 Método de tanteo…………………………………………………………………. 5.4.2 Método óxido-reducción…………………………………………………………... 5.4.3 Método algebraico…………………………………………………………………. 5.5 Relaciones cuantitativas en las reacciones químicas………………………………… 5.5.2 Reactivo limitante…………………………………………………………………. 5.6 Soluciones…………………………………………………………………………… 5.6.1 Solución, soluto y solvente………………………………………………………… 5.6.2 Soluciones empíricas……………………………………………………………… 5.6.3 Soluciones valoradas………………………………………………………………. 5.6.3.1 Composición porcentual…………………………………………………………. 5.6.3.2 Molaridad………………………………………………………………………... 5.6.3.3 Normalidad……………………………………………………………………….

90 90 91 93 93 94 96 97 98 101 101 101 102 102 103 103

Bibliografía………………………………………………………………………………. 109

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UNIDAD I

TEORÍA CUÁNTICA Y ESTRUCTURA ATÓMICA

OBJETIVO EDUCACIONAL. Relacionará y utilizará las bases de la química moderna en su aplicación para el conocimiento de la estructura atómica.

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1.1 QUÍMICA: Ciencia que se encarga del estudio de la materia, la energía y sus transformaciones.

DIVISIÓN DE LA QUÍMICA: Química general. Esta parte de la química trata los principios teóricos fundamentales, como son teorías, reglas, leyes, etc., relativos a la composición y comportamiento de la materia y la energía.

Química descriptiva. Es la rama de la química que se encarga del estudio de las características y propiedades de las sustancias, su composición, la forma en que éstas reaccionan con otras, así como los métodos de obtención. La química descriptiva a su vez se divide en dos grandes ramas:

Química inorgánica. Se encarga prácticamente del estudio de todos los elementos de la tabla periódica, así como también de los diferentes compuestos que resultan de la combinación de los mismos. Dentro de los elementos de origen mineral existen algunos de gran importancia industrial, como son los metales, debido a sus características de dureza, conducción de electricidad y calor.

Química orgánica. También conocida como química del carbono, esta rama estudia al carbono y los diferentes compuestos que forma. Existen compuestos del carbono esenciales para la vida, como las proteínas, las grasas, los carbohidratos, etc., y otros importantes para el desarrollo de las diferentes actividades del hombre y la industria, como son los derivados del petróleo, polímeros, colorantes, etc.

Química analítica. Se aboca al análisis de las sustancias para determinar cuáles son sus componentes y en qué proporción se encuentran, se subdivide en:

Química cualitativa. Identifica mediante métodos analíticos cuáles elementos están presentes en un compuesto.

Química cuantitativa. Indica en qué cantidades están presentes los elementos en un compuesto.

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1.2 MATERIA. Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene masa y requiere energía para un cambio o transformación.

Composición de la materia. La materia se clasifica en sustancias puras y mezclas. MATERIA

SUSTANCIAS PURAS

ELEMENTOS

MEZCLAS

COMPUESTO

HOMOGENEAS

HETEROGENEAS

Figura no. 1 La Materia

Sustancias puras. La composición es fija o estable, pues están formadas por átomos de un mismo elemento o por la combinación de átomos de diferentes elementos en proporciones definidas y constantes formando compuestos.

Los elementos son sustancias

simples que no pueden descomponerse por métodos químicos ordinarios en algo más sencillo. Los compuestos son la unión química de dos o más elementos en porciones definidas y constantes, combinándose de tal manera que ya no es posible identificar a los elementos por sus propiedades originales e individuales y sólo mediante una acción química se pueden separar.

Mezclas. Son el resultado de la unión física de dos o más sustancias, ya sean elementos o compuestos, que al unirse conservan sus propiedades individuales. La composición de las mezclas es variable y sus componentes se pueden separar por medios físicos o mecánicos. Las mezclas se clasifican en homogéneas y heterogéneas. Mezclas homogéneas, también conocida como soluciones, sus componentes están distribuidos uniformemente. Mezclas heterogéneas, su composición no es uniforme, presentando dos o más fases, las cuales se pueden observar a simple vista.

1.3 ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA. Sólido. Las partículas que lo forman se encuentran ordenadas espacialmente, ocupando posiciones fijas, dando lugar a una estructura interna cristalina, debido a que las fuerzas intermoleculares son muy fuertes. Las partículas pueden ser: moléculas, átomos o iones.

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Si las partículas son átomos, los mismos están unidos por enlaces covalentes que son muy fuertes, pero los átomos deben mantener una posición fija, sino el enlace se rompe. Estos sólidos son muy duros, pero frágiles, y presentan punto de fusión y ebullición elevados, como el diamante Si las partículas son moléculas, las mismas se encuentran unidas entre si por las fuerzas de Van der Waals, que son débiles. Estos sólidos son blandos, y presentan puntos de fusión y ebullición bajos, como el azúcar. Si las partículas son iones: • puede tratarse de metales: iones positivos rodeados de electrones, que son buenos conductores de la corriente eléctrica, duros y presentan puntos de fusión y ebullición altos, como por ejemplo cobre, oro, plata. • puede tratarse de compuestos iónicos: debido a la fuerte atracción electrostática entre los iones opuestos, son sólidos duros, pero frágiles y no conducen la corriente eléctrica. Cuando se encuentran en solución diluida, dicha solución conduce la corriente eléctrica.

Líquido. Adoptan la forma del recipiente que los contiene. El volumen no varía. Son incompresibles. En un líquido las fuerzas intermoleculares de atracción y repulsión se encuentran igualadas. Forma y volumen. Si pasamos 250 cm3 de un líquido, cualquiera que este sea, de un vaso a un jarro, tomará la forma del jarro, pero ocupará el mismo volumen. Presión. Todos los líquidos son incompresibles. Fuerzas intermoleculares. Cada molécula se encuentra rodeada por otras moléculas que la atraen, en el interior del líquido, siendo iguales todas las fuerzas de atracción, por lo que es como si no se efectuara ninguna fuerza sobre la misma. Las moléculas de la superficie se mantienen unidas a través de una fuerza que se manifiesta en la tensión superficial. Las fuerzas intermoleculares son lo suficientemente fuertes como para impedir que las moléculas se separen, pero no para mantenerlas fijas. Debido a las fuerzas de atracción los líquidos tienen volumen propio.

Gaseoso. Los gases adoptan la forma total del recipiente que los contiene. Volumen. Ocupan el mayor volumen posible. Compresibilidad. Los gases pueden comprimirse. Fuerzas intermoleculares. En un gas las fuerzas intermoleculares que predominan son las de expansión.

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Forma y volumen. Adoptan la forma del recipiente que los contiene, pero ocupando todo su volumen. Presión. Todos los gases son compresibles. Fuerzas intermoleculares. Las moléculas de un gas se encuentran unidas por fuerzas intermoleculares muy débiles, por lo que están muy separadas y se mueven al azar.

1.4 PROPIEDADES DE LA MATERIA. Pueden ser de dos tipos físicas y químicas:

Propiedades físicas, representan las características inherentes a una sustancia, es decir, que le son propias. Pueden ser intensivas (específicas) y extensivas (generales).

Propiedades físicas intensivas. No dependen de la cantidad de materia y se emplean para identificar una sustancia. Algunos ejemplos son, punto de ebullición, punto de fusión, brillo, volatilidad, color, sabor, olor, dureza, ductilidad, maleabilidad, conductividad eléctrica, conductividad térmica, viscosidad, densidad, etc.

Propiedades físicas extensivas. Dependen de la cantidad de muestra, e incluyen las mediciones de masa, volumen y longitud. Las propiedades intensivas ayudan a identificar o caracterizar una clase particular de materia; las propiedades extensivas se relacionan con la cantidad que está presente.

Propiedades químicas. Se relacionan con la manera en que cambia la composición de una sustancia, o cómo interacciona ésta con otras sustancias. Algunos ejemplos son, reacciona con ácidos específicos, reacciona con metales específicos, reacciona con el agua, arde en el aire, explota, se empaña, se descompone cuando se calienta, es tóxico.

1.5 CAMBIOS DE LA MATERIA. Cuando en la materia se produce un cambio, puede ser alterada su forma, tamaño, estructura y composición. Pueden ser de dos tipos: físicos y químicos.

Cambio físico. Es aquel en el cual se altera el estado de la materia, es decir, se presenta una variación en su forma y tamaño. Ejemplo, fusión de la cera.

Cambio químico. Este tipo de cambio se presenta mediante una reacción química, en la cual la materia se transforma para dar origen a nuevos productos con propiedades químicas diferentes. Ejemplo Corrosión de metales.

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Figura no. 2 Cambios de estado de la materia

Fusión. Cambio que sufren las sustancias al pasar del estado sólido al líquido al incrementar el calor. El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm. En el Sistema Internacional se mide en K (Kelvin). La escala centígrada o Celsius está tan extendida que frecuentemente encontramos los valores de los puntos de fusión expresados en ºC (grados centígrados o Celsius). Ambas escalas están relacionadas por la ecuación: temperatura (K) = temperatura (ºC) +273,15 Por ejemplo: el punto de fusión del agua es de 0ªC o 273 K En las sustancias puras, el proceso de fusión ocurre a una sola temperatura y el aumento de temperatura por la adición de calor se detiene hasta que la fusión es completa. Los elementos de transición poseen puntos de fusión más elevados que el resto de los elementos químicos, a excepción del carbono cuyo elevado punto de fusión (3800 K) es debido a la estructura de su red cristalina.

Evaporación. Cambio que se experimenta cuando un líquido pasa al estado de vapor o gas por incremento de calor. El punto de ebullición de un elemento o compuesto significa la temperatura a la cual la forma líquida de un elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma gaseosa. Normalmente se asume que la presión del aire es de 1 atmósfera. Por ejemplo: el punto de ebullición del agua es de 100oC, o 373 K. En el punto de ebullición la presión de un elemento o compuesto es de 1 atmósfera.

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Sublimación. Es el paso del estado sólido al gaseoso o al de vapor sin pasar por el estado líquido, necesitándose calor. El cambio contrario de gas o vapor a sólido, también se llama sublimación o degradación.

Solidificación. Este cambio requiere de eliminar calor y ocurre cuando un líquido pasa al estado sólido.

Condensación. Es el paso del estado de vapor al estado líquido, con eliminación de calor. Licuefacción. Es el paso del estado gaseoso al estado líquido. Además de eliminar calor debe aumentarse la presión para conseguir el cambio.

Ley de la conservación de la materia. En 1785, Lavoisier, al estudiar los cambios químicos que sufre la materia, demostró que cuando tiene lugar no existe variación alguna en la cantidad de la materia. En todo cambio químico la materia no se crea ni se destruye.

1.6 ENERGÍA.

Es la capacidad para realizar un trabajo o transferir calor. Entre las

formas comunes de energía están la luz, el calor, la energía eléctrica, la energía mecánica y la energía química. La energía se puede convertir de una forma a otra. Energía potencial es energía almacenada; es la energía que posee un objeto debido a su posición o a su composición química. La energía cinética es energía de movimiento.

Ley de la conservación de la energía. La energía no se crea ni se destruye durante los procesos químicos. También se conoce como primera ley de la termodinámica.

La conversión de materia en energía. La ecuación de Einstein, E=mc2, donde E representa un cambio de energía, m representa un cambio de masa, y c es la velocidad de la luz; dedujo una relación entre la materia y la energía. De acuerdo con la ecuación una cantidad definida de masa se convierte siempre en una cantidad definida de energía. Para las reacciones químicas el cambio de energía resulta extremadamente pequeño cuando se le compara con el cambio de energía en las reacciones nucleares. La suma total de materia y energía en el universo es constante.

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1.7 DE LA FÍSICA CLÁSICA A LA TEORÍA CUÁNTICA. Los primeros intentos de los físicos del siglo XIX para comprender el comportamiento de los átomos y de las moléculas no fueron exitosos del todo. La nueva era de la física comenzó en 1900 con el físico alemán Max Planck. Al examinar los datos de la radiación que emitían los sólidos calentados a diferentes temperaturas, Planck descubrió que los átomos y las moléculas emiten energía sólo en cantidades discretas o cuanto. Los físicos siempre habían asumido que la energía es un proceso continuo y que en el proceso de radiación se podía liberar cualquier cantidad de energía. La teoría cuántica de Planck revolucionó la física.

ENERGÍA RADIANTE. Además de la luz visible, como la que emite el sol o una bombilla incandescente, hay otras formas de energía radiante,los rayos gamma, la radiación ultravioleta y la radiación infrarroja. Cuando la luz blanca de una lámpara incandescente (una bombilla de luz ordinaria) se hace pasar a través de un prisma, se descompone en un espectro continuo o arcoiris de colores. Cuando la luz solar pasa a través de una gota de lluvia, ocurre el mismo fenómeno. Los diferentes colores de la luz representan distintas cantidades de energía radiante (véase la figura 4). Todos los tipos de energía radiante, también llamada radiación electromagnética, se mueven a través del vacío a una velocidad de 3.00x108 m/s. La radiación electromagnética viaja en ondas, la distancia entre crestas de ondas consecutivas se conoce como longitud de onda, que se representa mediante la letra griega λ (lambda). Al número de crestas que pasan por un punto en particular en 1 segundo se le llama frecuencia, y se representa con la letra griega ν (nu). Longitud de onda

Para que la onda tenga frecuencia alta deberá tener una longitud de onda corta y viceversa. El producto de la frecuencia por la longitud de onda, es igual a la velocidad de la luz (c). λν=c

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Figura no. 3 Espectro electromagnético

La frecuencia se expresa en ciclos por segundo, unidad también llamada Hertz. En general los ciclos se sobre entienden, así que las unidades son “por segundo” y se indica por s-1 o /s. La unidad de longitud seleccionada para expresar la longitud de onda depende del tipo de radiación (véase la tabla 1). Tabla 1. Unidades comunes de longitud de onda para la radiación electromagnética. Unidad

Símbolo

Longitud (m)

Tipo de radiación

Ángstrom

Ǻ

10-10

Rayos X

Nanómetro

Nm

10-9

Ultravioleta, visible

Micrómetro

µm

10-6

Infrarrojo

Milímetro

mm

10-3

Infrarrojo

-2

Centímetro

cm

10

Microondas

Metro

m

1

TV, radio

El color violeta de la luz visible tiene la frecuencia más elevada y el color rojo tiene la longitud de onda más larga.

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Cuando ciertas sustancias químicas se calientan en una flama, se pueden observar colores característicos que están determinados por el elemento metálico que esté presente en el compuesto. -

Litio………Rojo brillante

-

Sodio……...Amarillo dorado

-

Potasio……Espliego

-

Calcio…….Naranja

-

Estroncio…Rojo

-

Bario……..Amarillo verdoso

-

Cobre…….Azul y verde

Ejemplo. La luz amarilla emitida por una lámpara de sodio tiene una longitud de onda de 589 nm. ¿Cuál es la frecuencia de esta radiación? λν =c ν= c λ

= 3x108 m/s = 5.09x1014 s-1 589x10-9 m

Ejercicios propuestos. 1.-Un rayo láser, que se utiliza para soldar retinas desprendidas, produce una radiación con frecuencia de 4.69x1014 s-1 ¿Cuál es la longitud de onda de esta radiación? 2.- Una luz de neón emite radiación de 616 nm de longitud de onda. ¿Cuál es la frecuencia de esta radiación? Utilizando la figura 1 prediga el color asociado con esta longitud de onda. 3.- Los átomos de bario excitados emiten luz visible cuya frecuencia es 6.59x1014 s-1. ¿Cuál es la longitud de onda de esta luz? Utilice la figura 1 para predecir su color. 4.- Consulta el espectro electromagnético para responder lo siguiente. a) ¿Qué color de la luz visible tiene la frecuencia más elevada? b) ¿Qué color de la luz visible tiene la longitud de onda más larga? c) Coloca en orden de frecuencia descendente la radiación IR, UV y la luz visible.

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ESPECTROS CONTINUOS Y LINEALES La mayor parte de las fuentes comunes de radiación, incluyendo los focos y las estrellas, producen radiación que contiene muchas longitudes de onda diferentes. Cuando la radiación de esas fuentes se separa en sus componentes de longitudes de onda diferentes, se produce un espectro. Como se mencionó anteriormente, cuando la luz blanca de un foco puede ser dispersada por un prisma, el espectro consiste en una gama continua de colores. Esta gama de colores que contiene luz de todas las longitudes de onda se denomina espectro continuo. Es posible observar un espectro de emisión de una sustancia al “energizar” una muestra de material mediante energía térmica o, bien, con alguna otra forma de energía (como una descarga eléctrica de alto voltaje si esa sustancia es gaseosa). Así, como una barra de hierro calentada hasta el “rojo” incandescente, emite un resplandor característico recién sacado de la fuente de calentamiento. Este resplandor es la parte del espectro visible para el ojo humano. El calor de esta misma barra representa otra parte de su espectro de emisión: la región infrarroja. Los espectros de emisión de los sólidos calentados tienen una característica común con el espectro solar: ambos son continuos, esto es todas las longitudes de onda de la luz visible están representadas en estos espectros. No todas las fuentes de radiación producen un espectro continuo. Los espectros de emisión de los átomos en fase gaseosa no muestran una distribución continua de longitudes de onda del rojo al violeta; más bien, los átomos producen líneas brillantes en distintas partes del espectro visible. Estos espectros de líneas corresponden a la emisión de la luz sólo a ciertas longitudes de onda. Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Gases diferentes emiten luz de colores diferentes. La luz emitida por el gas neón es el brillo rojo-naranja; el vapor de sodio emite la luz amarilla característica de muchas luces del alumbrado público. Cuando la luz que viene de tales tubos es dispersada por un prisma, se encuentran sólo ciertas longitudes de onda. Un espectro que contiene radiación de longitudes de onda específicas se llama espectro lineal.

Espectro lineal

Un espectro continuo en luz visible

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1.8 TEORÍA CUÁNTICA DE MAX PLANCK A finales del siglo XIX varios físicos estudiaban un fenómeno conocido como radiación del cuerpo negro, la radiación que emite un objeto caliente. Cuanto más caliente esta el filamento de una bombilla, más corta es la longitud de onda de la luz y más alta su frecuencia. Las leyes de la física que prevalecían entonces no podían explicar el espectro de luz emitido por un cuerpo negro. En el año 1900 Max Planck, propuso una explicación de las frecuencias de la luz emitida por sólidos muy calientes, la cual recibió el nombre de teoría cuántica. En 1905 Albert Einstein amplió esta teoría para incluir todas las formas de luz. De acuerdo con la teoría cuántica, la luz se emite de manera discontinua, en paquetes discretos denominados cuantos o fotones, no como onda continua. La frecuencia de la luz, ν, aumenta en forma proporcional con el incremento en la energía, ΔE; el valor de h, la constante de Planck, es 6.63x10-34 joules-segundo(J-s). ΔE = hν Ejemplo. Calcule el menor incremento de energía (el cuanto de energía) que un objeto puede absorber de luz amarilla cuya longitud de onda es 589 nm. ΔE = ?

νλ = c -34

h = 6.63x10

J-s

ν=c

λ = 589 nm= 589x10-9 m ΔE = hν

λ

= 3x108 m/s

= 5.09x1014 s-1

589x10-9 m

ΔE = (6.63x10-34 J-s)(5.09x1014 s-1)= 3.37 x 10-19 J

Ejercicios propuestos. 1.- Calcule el menor incremento de energía (un cuanto) que se puede emitir o absorber a una longitud de onda de 381 nm. 2.- Calcule la energía de un fotón de frecuencia 8.9x1014 s-1. 3.- ¿Qué longitud de onda de una radiación tiene fotones de energía de 8.23x10-19 J? 4.- ¿Qué frecuencia de radiación tiene fotones de energía de 6.18x10-18 J? 5.- Calcule y compare la energía de un fotón infrarrojo de longitud de onda 5.4 μm con la de un fotón de luz ultravioleta de longitud de onda 156 nm.

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1.9 EFECTO FOTOELÉCTRICO. La incidencia de luz sobre una superficie metálica limpia puede causar que la superficie emita electrones. Para cada metal, hay una frecuencia mínima de luz, abajo de la cal no se emiten electrones, no importa cuan intenso sea el rayo luminoso. En 1905, Albert Einstein utilizó la teoría cuántica para explicar el efecto fotoeléctrico. Consideró que la energía radiante que incide sobre la superficie metálica es una corriente de “paquetes” de energía. Cada paquete de energía, llamado fotón, es un cuanto de energía. Los fotones de mayor frecuencia tienen energías más elevadas, y los fotones de menor frecuencia tienen menos energía. Cuando un fotón es absorbido por el metal, su energía se transfiere a un electrón del metal. Si un fotón tiene energía suficiente, el electrón se emite. Si un fotón tiene más energía que la mínima requerida para liberar un electrón, el exceso aparece como la energía cinética del electrón emitido. El efecto fotoeléctrico es la base de una fotocelda, los electrones emitidos son llevados hacia el otro electrodo, el cual es una terminal positiva. Como resultado, en el circuito fluye una corriente. Las fotoceldas de las puertas automáticas utilizan esta corriente para controlar los circuitos que abren la puerta.

1.10 TEORÍA DE BOHR DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO. Niels Bohr demostró que los electrones de los átomos existen sólo en órbitas (niveles de energía) esféricas. Para un electrón, su energía total (tanto potencial como cinética) cambia conforme se mueve de un nivel a otro dentro de un átomo. Al absorber un fotón o cuanto de energía, el electrón alcanza un nivel de energía más elevado ó un estado excitado. Cuando después el electrón cae a niveles más bajos, se desprende energía en cuantos específicos. En un átomo de hidrógeno, el electrón suele encontrarse en el primer nivel de energía. Los átomos que tienen todos sus electrones en los niveles de energía más bajos se encuentran en el estado basal. Un átomo excitado emite energía (luz) cuando los electrones saltan de regreso a un nivel inferior. ∆E = h ν = R H

1 - 1 ni2 nf2

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Ejemplo. ¿Cuál es la longitud de onda (en nanómetros) de un fotón emitido durante la transición desde el estado n i = 5 al estado n f = 2 en el átomo de hidrógeno? Solución. Éste es un proceso de emisión, dado que n f < n i ∆E = R H

1 - 1 ni2 nf2

∆E = 2.18 x 10-18 J

1 - 1 52 22

∆E = -4.58 x 10 -19 J El signo negativo indica que esta energía se asocia a un proceso de emisión. Para calcular la longitud de onda se omite el signo negativo porque la longitud de onda del fotón debe ser positiva. Como ∆E = h ν o ν =∆E/h λ =

c ν λ = ch = (3 x 108 m/s)(6.63 x 10-34 J s) ∆E 4.58 x 10-19 J λ = 4.34 x 10-7 m λ = 4.34 x 10-7 m x

1 x 109 nm = 434 nm 1m

Ejercicio propuesto. ¿Cuál es la longitud de onda ( en nm) de un fotón emitido durante la transición del estado n i =6 al estado n f =4 en el átomo de H?

1.11 LA NATURALEZA DUAL DEL ELECTRÓN. Principio de dualidad de De Broglie (1924) De Broglie sugirió que el electrón en su trayectoria circular alrededor del núcleo tiene asociada una longitud de onda específica, y propuso que la longitud de onda característica del electrón o de cualquier otra partícula depende de su masa, m, y su velocidad, v: λ= h/mv Donde h es la constante de Planck, la cantidad mv para cualquier objeto es su momento o ímpetu. De Broglie utilizó el término ondas de materia para describir las características ondulatorias de las partículas materiales.

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La hipótesis de De Broglie es aplicable a toda la materia, cualquier objeto con masa m y velocidad v daría origen a una onda de materia característica. Sin embargo la longitud de onda asociada a un objeto de tamaño ordinario, como una pelota de golf, es tan pequeña que está más allá del alcance de cualquier posible observación. Esto no sucede con el electrón porque su masa es muy pequeña. Las propiedades ondulatorias de la materia se demostraron experimentalmente con la difracción de los electrones por cristales, al igual que los rayos x. La técnica de difracción de electrones se utiliza para obtener imágenes de objetos diminutos.

Ejemplo. ¿Cuál es la longitud de onda característica de un electrón con una velocidad de 5.97x106 m/s? (La masa del electrón es 9.11x10-28 g.) h= 6.63x10-34 J-s 2

λ= h

2

1 J = 1 kg-m /s

mv 6.63x10-34 J-s

λ =

1 kg-m2/s2

103 g

1J

1 kg

(9.11x10-28 g)(5.97x106 m/s) λ = 1.22x10-10 m = 0.122 nm

Ejercicios propuestos. Utilice la relación de Broglie para determinar las longitudes de onda de: a) Una pelota de tenis de 58 g. que viaja a 130 mi/h. b) Una persona de 85 kg esquiando a 60 km/h. c) Un átomo de helio que tiene una velocidad de 1.5x105 m/s.

Erwin Schodinger (austriaco) dedujo la ecuación de onda donde la posición probable de un electrón está determinada por cuatro parámetros cuánticos, que los estudiaremos más adelante. La ecuación de Schodinger llega a una serie de soluciones que describen los estados de energía permitidos del electrón. Estas soluciones se representan por el símbolo ψ, llamada también funciones de onda. Una función de onda proporciona información respecto a la ubicación de un electrón en el espacio cuando está en determinado estado de energía permitido. El cuadrado de la función de onda, ψ2, en un punto dado del espacio, representa la probabilidad de que el electrón se encuentre en esa ubicación. Por esta razón, ψ2 se llama densidad de probabilidad. 20

Con las ecuaciones de Schodinger se obtienen valores que corresponden a regiones de alta probabilidad electrónica en torno a un núcleo. Al igual que una nube de electrones, las regiones de alta probabilidad electrónica no son órbitas definidas de tipo planetario, como propone el modelo de Bohr, sino que representan niveles de energía menos definidos y regiones llamadas subniveles o subcapas. Cada uno de estos subniveles contiene uno o más orbitales. Cada orbital es una región ocupada por un máximo de dos electrones con espines opuestos.

Figura no. 4 Algunos modelos atómicos

1.12 MECÁNICA CUÁNTICA. Con la complicada teoría que se conoce ahora como mecánica cuántica, es posible calcular la probabilidad de encontrar un electrón en lugares específicos dentro de un átomo o molécula. El desarrollo de esta teoría durante la década de 1920 es el resultado de las contribuciones de destacados científicos, entre ellos Einstein, Planck, de Broglie, Bohr, Schrodinger y Heisenberg. Los múltiples descubrimientos que tuvieron lugar desde la época de Dalton hasta Schrodinger, nuestra comprensión del átomo ha cambiado en forma considerable, habiendo surgido un modelo del átomo más acertado, aunque más complejo (véase la figura 4)

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Números cuánticos. 1. Número cuántico principal, n, debe tener un valor entero de 1, 2, 3, etc. A medida que aumenta n, el orbital se hace mayor y electrón se encuentra más tiempo lejos del núcleo. Un incremento en n también significa que el electrón tiene una energía superior y que por consiguiente está unido con menos fuerza al núcleo.

2. Número cuántico azimutal o secundario, ℓ, puede tener valores enteros desde 0 hasta n-1 para cada valor de n. Este número cuántico define la forma del orbital. El valor de ℓ para un orbital en particular se designa generalmente por las letras s, p, d y f que corresponden a valores de ℓ de 0, 1, 2 y 3 respectivamente.

3. Número cuántico magnético, m, puede tener valores enteros entre ℓ y –ℓ, incluyendo cero. Representa la orientación de los orbitales contenidos en los subniveles. El número de electrones por subnivel depende del valor de m. m = 2ℓ + 1

4. Número cuántico spin, s, determina el giro del electrón en su propio eje. Existen dos formas de giro o spin de igual velocidad y sentido contrario, con dos valores posibles +½ o ½. Tabla 2 Si combinamos los valores posibles de los cuatro números cuánticos se obtiene: Número

Valor de ℓ Identidad de Número de Población de Cantidad de electrones

cuántico

ℓ=0...(n-1) subniveles

orbitales

electrones

Por nivel

m=2ℓ+1 1

0

s

1

1s2

2

0

s

1

2s2

1

p

3

2p6

0

s

1

3s2

1

p

3

3p6

2

d

5

3d10

0

s

1

4s2

1

p

3

4p6

2

d

5

4d10

3

f

7

4f14

3

4

2 8 18

32

22

Ejemplos. 1.- a)¿Cuál es la designación para la subcapa con n=5 y ℓ=1? b) ¿Cuántos orbitales hay en esta subcapa? c) Indique los valores de m para cada uno de estos orbitales. Respuestas: a) 5p; b) 3; c) 1, 0, -1 2.- a) Para n=4 ¿cuáles son los valores posibles de ℓ? b) Para ℓ=3, ¿cuáles son los valores posibles de m? Respuestas: a) 0, 1, 2, 3; b) –3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

Ejercicios propuestos. 1.- De los valores para n, ℓ, m . a) para cada orbital en la subcapa 4d; b) para cada orbital en la capa n=2 2.- ¿Cuál es el número máximo de electrones en un átomo que pueden tener los números cuánticos siguientes: a) n=3; b) n=4; ℓ=2; c) n=4, ℓ=3, m=2; d) n=2, ℓ=1, m=0, s=-½ 3.- ¿Cuál es el número máximo de electrones que puede ocupar cada una de las subcapas siguientes: a) 3d; b) 4s; c) 2p; d) 5f? 4.- Enumere los valores posibles de los cuatro números cuánticos para cada uno de los electrones en el átomo de litio. 5.- Enumere los valores posibles de los cuatro números cuánticos para un electrón 2p en el boro.

Orbitales atómicos. Orbitales s. Los primeros dos electrones de cada nivel de energía, se encuentran en una región donde la probabilidad electrónica está representada por un orbital “s” con simetría esférica. Todos y cada uno de los niveles de energía tienen un subnivel s con un único orbital s de forma esférica, que puede contener un par de electrones con espín opuesto, tienen la misma forma, pero difieren en tamaño.

Orbitales p. A partir del segundo nivel energético, y para todos los niveles subsecuentes, hay un subnivel s y también un subnivel “p”. Cada subnivel p consiste en tres orbitales p que tienen la misma energía pero distintas orientaciones en el espacio. Se identifican como orbitales p x , p y y p z , la letra del subíndice indica el eje hacia el cual está orientado el orbital. La representación de cada orbital p tiene forma de mancuerna, con dos lóbulos.

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Orbitales d y f. A partir del tercer nivel de energía, y para todos los niveles subsecuentes, hay también un subnivel “d” con un conjunto de cinco orbitales capaces de contener un total de cinco pares de electrones. Las formas de los orbitales d son más complejas que las de los orbitales s y p, (véase la figura 5). A partir del cuarto nivel energético, y para todos los niveles subsecuentes, hay un subnivel “f” con un conjunto de siete orbitales capaces de contener un total de siete pares de electrones. Las formas de los orbitales f son todavía más complejas que las de los orbitales d (casi todos tienen ocho lóbulos).

SUBNIVE

FORMAS DE ORBITALES

L

ORBITALES

LOBULOS

POR

POR

SUBNIVEL

ORBITAL

s

1

1

p

3

2

d

5

4

f

7

8

Figura no. 5 Tipos de orbitales 24

1.13 CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS. Se llama configuración electrónica a la distribución que se hace de los electrones de un átomo en niveles, subniveles y orbitales siguiendo los principios de la mecánica cuántica, para lo cual debemos de tomar en cuenta lo siguiente: a) Principio de exclusión de Pauli. En 1925 Wofgang Pauli (alemán) afirmó, en su principio de exclusión, que un orbital puede contener un máximo de dos electrones, y que ellos deben tener spines opuestos. Establece que no pueden haber dos electrones en un mismo átomo, que tengan el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos. b) Regla de Hund. En 1927 Frederick Hund (alemán) es conocido por la regla de Hund, que dice que los electrones en los subniveles presentan desapareamiento máximo y los electrones no apareados tienen el mismo espín. c) Principio de edificación progresiva, principio de Auf-Bau o regla de las diagonales. El llenado de los subniveles a medida que aumenta el número de electrones sigue el orden creciente de energía potencial de los subniveles, llenándose primero los de menor energía y así sucesivamente. Gráficamente lo anterior se representa: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14

1s2

nivel

electrones

5s2 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10

subnivel

7s2 7p6

Tipos de configuración electrónica. a) Algebraica o simbólica. Contiene la distribución en niveles y subniveles. Ejemplo. Si 14 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

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b) Diagrama energético o configuración pictórica. Contiene la distribución de los electrones en niveles, subniveles, orbitales e indica además el giro de los electrones. Ejemplo.

Si 14 =

___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ 1s 2s 2p x 2p y 2p z 3s 3p x 3p y

c) Terminal, abreviada o kernel. Contiene sólo la información del último nivel de energía y puede expresarse en cualquiera de las dos formas anteriores. Se utiliza el gas noble que se encuentre antes del elemento. Ejemplo.

Si 1 4 = (Ne) 3s2 3p2

Figura no. 6 Diagrama de orbitales que se están llenando con electrones en la tabla periódica 1s 2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

5s

4d

5p

6s

5d

6p

7s

6d 4f 5f

Ejercicios propuestos. 1.- Escribe la configuración electrónica de los primeros veinte elementos de la tabla periódica. 2.- ¿Qué familia de elementos se caracteriza por tener una configuración electrónica ns2np6? 3.- Utilizando diagramas de orbitales para los electrones exteriores, determine el número de electrones desapareados en a) Ni; b) Br 4.- Identifique el elemento específico que tiene la configuración electrónica siguiente: a) 1s22s22p5 b) (Ne)3s23p4 c) (Kr)5s24d105p3

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UNIDAD II

ELEMENTOS QUÍMICOS Y SU CLASIFICACIÓN

OBJETIVO EDUCACIONAL. Interpretará el comportamiento de los elementos según su ubicación en la tabla periódica moderna e identificará los beneficios y riesgos asociados a los elementos químicos.

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2.1 DESARROLLO DE LA TABLA PERIÓDICA. El descubrimiento de nuevos elementos químicos es un proceso que se ha llevado a cabo desde tiempos antiguos. Ciertos elementos como el oro y la plata, aparecen en la naturaleza en forma elemental y así fueron descubiertos hace miles de años. En cambio, algunos elementos son radiactivos e inestables por naturaleza. Los conocemos solamente por los desarrollos tecnológicos del siglo XX. La mayor parte de los elementos, aunque estables, sólo se encuentran en la naturaleza combinados con otros elementos. Así, durante siglos, el hombre ignoró la existencia de la mayor parte de ellos. Finalmente, a principios del siglo XIX, los avances en la química hicieron más fácil para los científicos su aislamiento. Como el número de elementos conocidos aumentó, los científicos empezaron a investigar la posibilidad de clasificarlos en formas útiles. En 1869, Dimitri Ivanovich Mendeleyev en Rusia y Lothar Meyer en Alemania, publicaron esquemas casi idénticos para la clasificación de los elementos. Ambos científicos notaron que hay propiedades químicas y físicas similares que se repiten en forma periódica cuando los elementos se acomodan en orden de peso atómico creciente. Las tablas de los elementos presentadas por Mendeleyev y por Meyer fueron las precursoras de la tabla periódica moderna. Se acredita A Mendeleyev el avance de sus ideas en forma más vigorosa. Su insistencia en que los elementos con características semejantes debían pertenecer a las mismas familias, lo forzó a dejar espacios en blanco en su tabla, y predijo las propiedades de unos elementos aún sin descubrir. En 1913, Henry Moseley descubrió el concepto de número atómico. Asignó a cada elemento un valor entero único, al cual llamó número atómico. Propuso que el número atómico es la carga que hay en el núcleo del átomo. Ahora sabemos que el número atómico es igual no solamente al número de protones en el núcleo, sino también al número de electrones en ese átomo. El acomodo de los elementos en orden creciente de sus números atómicos, con los elementos que tienen propiedades similares, colocados en columnas verticales, se conoce como tabla periódica.

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Figura no. 7 Clasificación periódica de los elementos.

2.2 PERÍODOS, GRUPOS Y FAMILIAS. Las filas horizontales en la tabla periódica se llaman períodos y las columnas verticales se llaman grupos. Estos grupos están divididos en subgrupos A y B. Los subgrupos A, debido a sus similitudes dentro del grupo, son llamados a menudo familias. Algunas de estas familias llevan nombres especiales, tal como es el caso de los metales alcalinos para el Grupo IA, metales alcalino-térreos para el grupo IIA y halógenos para el grupo VIIA. Los otros grupos A son clasificados de acuerdo al primer miembro del subgrupo o familia. Así los elementos del IIIA son llamados la familia del boro, el IVA, familia del carbono, el VA, familia del nitrógeno y el VIA, familia del oxígeno. El último grupo llamado grupo cero (o grupo VIIIA) contiene una serie de elementos con una configuración muy estable. Estos elementos tienen muy poca tendencia a reaccionar con otros, Por esta razón fueron originalmente denominados gases inertes (puesto que ellos son todos gases a temperatura ordinaria). Hoy sabemos que ellos reaccionan en condiciones apropiadas. Por esta razón, ahora son llamados gases nobles. El término de gas noble implica que estos elementos tienden a existir por ellos mismos o sea en estado libre. Los elementos también pueden dividirse en cuatro clases:

Elementos representativos. También conocidos como elementos de los grupos principales; son los elementos de los grupos IA hasta VIIA, todos los cuales tienen incompletos los subniveles s o p. La configuración electrónica para estos elementos será desde ns1 a np5.

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Gases nobles. Forman el último grupo de la tabla periódica. Con excepción del helio tienen completamente lleno el subnivel p. Las configuraciones electrónicas son 1s2 para el helio y ns2np6 para el resto.

Elementos de transición. Son los elementos de los grupos B, los cuales tienen incompleto el subnivel d (excepto IIB, ya que presentan su orbital nd lleno); se denominan elementos o metales de transición d, considerados así, porque son la transición entre elementos alcalinos y los formadores de ácidos (de la derecha de la tabla).

Elementos de transición interna. Estoa elementos comprenden los lantánidos del sexto período, que inicia con el cerio(Ce) y termina con el lutecio(Lu), y los actínidos del séptimo período, que inicia con el torio(Th) y termina con el laurencio(Lw). Fueron separados del bloque anterior por no coincidir con sus propiedades. A esta serie de elementos también se les conoce como tierras raras. Los lantánidos se caracterizan por ir llenando gradualmente el subnivel 4f y los actínidos el 5f.

2.3 METALES, NO METALES Y SEMIMETALES. Aproximadamente tres cuartas partes de los elementos son metales y éstos están situados en las secciones media e izquierda de la tabla. Los no metales se localizan en la esquina superior derecha de la tabla, y los semimetales quedan entre los metales y los no metales. El hidrógeno, localizado en la esquina superior izquierda es un no metal.

Metales. La mayor parte de los metales se parecen mucho, pues presentan un lustre metálico característico. Los metales presentan buena conductividad eléctrica y térmica. Son maleables (se pueden laminar en hojas delgadas), dúctiles (se pueden estirar para formar alambres), y son procesados en varias formas. Todos ellos son sólidos a la temperatura ambiente, excepto el mercurio (punto de fusión = 39°C) que es un líquido. Hay dos metales que funden a una temperatura ligeramente superior a la del ambiente: el cesio a 28.4°C y el galio a 29.8°C. Por otro lado, muchos metales funden a temperaturas muy elevadas. Por ejemplo el cromo funde a 1900°C. Los metales tienden a perder electrones cuando experimentan alguna reacción química; esto es transfieren los electrones a otras sustancias y se convierten en cationes (iones con carga positiva).

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Los compuestos de los metales con los no metales tienden a ser sustancias iónicas con puntos de fusión relativamente altos. Por ejemplo, la mayor parte de los óxidos, halogenuros e hidruros de los metales son sólidos iónicos. La mayor parte de los óxidos metálicos son óxidos básicos; son aquellos que se disuelven en agua y reaccionan para formar hidróxidos metálicos. Ejemplo. Na 2 O + H 2 O

2NaOH

Los óxidos metálicos reaccionan también con los ácidos para formar sales y agua. Ejemplo. MgO + 2HCl

MgCl 2 + H 2 O

Mientras más características de metal presente un elemento, mayor es su carácter metálico. El carácter metálico es más evidente para los elementos en el extremo izquierdo de la tabla periódica y tiende a disminuir a medida que nos movemos hacia la derecha, en cualquier período. Dentro de cualquier grupo de elementos representativos, el carácter metálico se incrementa progresivamente de arriba hacia abajo. Esta regla generalmente no se observa entre los metales de transición. Los metales de transición de la primera hilera son generalmente más activos que los de la segunda y tercera hileras.

No metales. Los no metales varían mucho en su apariencia. No son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. Aunque el diamante, una forma del carbono, tiene un alto punto de fusión (3570°C), los puntos de fusión de los no metales son generalmente inferiores a los de los metales. Siete de los no metales existen como moléculas diatómicas en condiciones ordinarias. En esta lista están incluidos gases (H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 ), uno líquido,( Br 2 ) y uno sólido volátil, ( I 2 ). Los no metales restantes son sólidos que pueden ser tan duros como el diamante o suaves como el azufre. Los no metales, al reaccionar con metales, tienden a ganar electrones y convertirse en aniones. Comúnmente ganan suficientes electrones para llenar totalmente su subcapa p exterior, dando una configuración de gas noble. Los compuestos formados solamente por no metales son sustancias moleculares. Por ejemplo, los óxidos, halogenuros e hidruros de los no metales son sustancias moleculares que tienden a ser gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.

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La mayor parte de los óxidos de no metales son óxidos ácidos; son solubles en agua que reaccionan con ella para formar ácidos. Ejemplo. CO 2 + H 2 O

H 2 CO 3

Los óxidos no metálicos también se disuelven en soluciones para formar sales. Ejemplo. CO 2 + 2NaOH

Na 2 CO 3 + H 2 O

El carácter no metálico es mayor para los elementos en la parte superior derecha de la tabla y aumenta al movernos de izquierda a derecha a través de un período. El carácter no metálico disminuye al descender por una familia.

Semimetales o metaloides. Tienen propiedades intermedias entre las de los metales y los no metales. Tienen algunas propiedades características de los metales, pero carecen de otras. Por ejemplo, el silicio se parece a un metal, pero es quebradizo en lugar de ser maleable, y es mucho más malo como conductor del calor y la electricidad que los metales. Varios de los semimetales, el más notable es el silicio, son semiconductores eléctricos y son los principales elementos que se utilizan en la manufactura de circuitos integrados y de chips para computadoras.

2.4 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS. La configuración electrónica de los elementos muestra una variación periódica al aumentar el número atómico. Como consecuencia, los elementos también presentan variaciones en sus propiedades físicas y en su comportamiento químico.

Carga nuclear efectiva. En los átomos cada electrón es atraído por el núcleo, es también repelido por la densidad electrónica de los otros electrones en el átomo. En general, hay tantas repulsiones electrón-electrón que no es posible analizar exactamente la situación. Sin embargo, podemos estimar la energía de cada electrón considerando cómo interactúa con el ambiente promedio creado por el núcleo y los otros electrones en el átomo. Cualquier densidad electrónica presente entre el núcleo y el electrón que nos interese reducirá la carga nuclear que actúa sobre ese electrón. La carga positiva neta que atrae al electrón se llama carga nuclear efectiva.

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La carga nuclear efectiva, Z ef es igual al número de protones en el núcleo, Z, menos el número promedio de electrones, S, que hay entre el núcleo y el electrón en cuestión: Z ef = Z – S Así, la carga positiva experimentada por los electrones de la capa externa siempre es menor que la carga nuclear completa, porque los electrones de la capa interna compensan parcialmente la carga positiva del núcleo. Se dice que los electrones internos protegen o apantallan a los electrones externos de la carga completa del núcleo. Ejercicio. El átomo de sodio tiene 11 electrones. Dos de ellos ocupan un orbital 1s; dos ocupan un orbital 2s y uno ocupa un orbital 3s. ¿Cuál de estos electrones experimenta la menor carga nuclear efectiva? Respuesta : el electrón en el orbital 3s.

Radio atómico. Es la distancia que hay del núcleo de un átomo a su electrón más lejano. Al aumentar el número cuántico principal, aumenta el tamaño del orbital, al aumentar la carga nuclear efectiva se reduce el tamaño. El tamaño del radio atómico de cada elemento disminuye conforme nos desplazamos de izquierda a derecha a lo largo de un período. Es común pensar que al ir aumentando el número atómico y, por consecuencia, el número de electrones y protones, los átomos aumenten su tamaño; sin embargo, sucede lo contrario, ya que los electrones se encuentran en el mismo nivel energético (mismo periodo), o sea a la misma distancia del núcleo y, al aumentar la carga nuclear (número de protones), existe mayor atracción sobre los electrones, originando una contracción del átomo y, por consecuencia, una reducción del radio atómico. Al desplazarse de arriba hacia abajo por cualquier grupo de la tabla periódica, se da un incremento considerable del radio atómico, ya que de un elemento a otro se aumenta un nivel de energía, lo que implica que los electrones de ese nivel están más alejados del núcleo y, por consecuencia, el tamaño del átomo aumenta. Ejemplo. De acuerdo a su posición en la tabla periódica, acomode los átomos siguientes en orden creciente de tamaño O, S, F. Solución: El orden de los elementos en cuanto a su creciente radio es F < O < S

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Figura 8 Radio atómico.

Radio iónico. Es la distancia que hay del núcleo atómico al electrón más alejado del ión. Cuando un átomo gana o pierde electrones forma iones. Cuando los gana, forma iones con carga negativa llamados aniones, éstos tienen un radio iónico mayor que el radio atómico del elemento del que provienen; por ejemplo, el tamaño del ión O2- es mayor que el del átomo de oxígeno, ya que ambos tienen la misma carga nuclear (número de protones), pero el ión O2-, al tener dos electrones más, ocasiona que la fuerza de repulsión aumente y esos electrones estén más alejados del núcleo, por lo que el tamaño del radio iónico es mayor. Un átomo al perder electrones, forma iones con carga positiva llamados cationes. Éstos tienen un radio iónico menor que el radio del átomo del que provienen. Por ejemplo, el radio iónico del Ca2+ es menor que el radio del átomo de calcio, ya que la carga nuclear es la misma en ambos casos, pero el ión Ca2+ tiene dos electrones menos, por lo que la fuerza de repulsión de los electrones restantes es menor y son atraídos más hacia el núcleo, ocasionando que el radio iónico sea menor.

Figura no. 9 Radio atómico y radio iónico. 34

Potencial o energía de ionización. Es la energía requerida para remover el electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental. La energía de ionización indica qué tan fuertemente es enlazado un electrón al núcleo del átomo. Para átomos poli electrónicos (muchos electrones) existen varias energías de ionización. La primera energía de ionización será la energía necesaria para remover un primer electrón del átomo; la segunda será mayor que la primera puesto que ya ha sido removido un primer electrón y los que quedan son atraídos más fuertemente por el núcleo, requiriendo de una mayor energía para separar un segundo electrón; por lo mismo, la tercera energía de ionización será mayor y, así sucesivamente. En un período, al desplazarnos de izquierda a derecha, la energía de ionización aumenta debido a que el tamaño del átomo va disminuyendo y los electrones van acercándose más al núcleo; por consiguiente, se va requiriendo cada vez más energía para removerlos. En los grupos, al ir de arriba hacia abajo, la energía de ionización va disminuyendo de un átomo a otro; esto se debe a que se van incrementando los niveles de energía y los electrones externos van alejándose más del núcleo y es más fácil removerlos. Los metales alcalinos tienen las menores energías de ionización y los gases nobles las más altas. Ejemplo. ¿Cuál átomo tendrá la segunda mayor energía de ionización, el litio o el berilio? Respuesta: el litio, porque éste tiene un electrón de valencia y el berilio tiene dos.

Afinidad electrónica. Es la energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón para producir un ión negativo. La afinidad electrónica es mayor para los elementos no metálicos que para los metales; sobre todo es muy grande para los elementos que se encuentran en grupos muy próximos a los gases nobles, ya que tienden a ganar electrones para completar su última capa y asemejar su configuración a la del siguiente gas noble. Por otro lado, los metales ubicados en la parte izquierda de la tabla periódica tienen pocos electrones más que el gas noble que les antecede, y tienden a ceder esos electrones para tener una configuración electrónica similar a la de dicho gas noble, por lo que su afinidad electrónica, al igual que su energía de ionización, son bajas. Ejemplo. ¿Cuál presenta mayor afinidad electrónica, Li u O? Respuesta: el oxígeno debido a que tiene seis electrones de valencia y tiende a ganar dos y el litio tiene un electrón de valencia y tiende a perderlo.

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Electronegatividad. Es la atracción que ejercen los átomos hacia los electrones que conforman un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha en un mismo período y en un grupo disminuye de arriba hacia abajo. La escala más común y que actualmente se emplea es la propuesta por Linus Pauling; en ésta, él asignó al elemento más electronegativo un valor de 4 (flúor), y a los menos electronegativos, un valor de 0.7 (cesio y francio). La electronegatividad es un número que indica la tendencia que tienen los átomos para atraer a los electrones del enlace. Una electronegatividad alta es sinónimo de que el átomo presenta una tendencia a ganar electrones, como sucede con los no metales.

Figura no. 10 Electronegatividad, afinidad electrónica y energía de ionización. Número de oxidación. El número de oxidación es un número entero positivo o negativo que indica la capacidad de combinación de los elementos. Si el signo es positivo, el elemento pierde electrones, y si es negativo los gana. En compuestos covalentes, donde los átomos de los elementos comparten los electrones de enlace, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo. Estos valores son indispensables para escribir las fórmulas y los nombres de compuestos. En general, podemos decir que el mayor número de oxidación positivo que pueden presentar los elementos corresponde al número de grupo al que pertenecen. Y en el caso de los no metales, el número de oxidación negativo es igual al número de electrones que necesitan ganar para tener la configuración electrónica del próximo gas noble. Reglas generales para la determinación de los números de oxidación de los átomos en los compuestos o iones: 1.- El número de oxidación de un elemento en estado puro, es decir, sin combinar, es igual a cero. Ejemplo, H 2 , Mg, Na , O 2 . 2.- El número de oxidación del hidrógeno en la mayoría de los compuestos es de +1 (HCl, H 2 O, HNO 3 ), excepto cuando forma hidruros metálicos, donde su número de oxidación es de –1 (LiH, BeH 2 , AlH 3 ). 36

3.- El número de oxidación del oxígeno en los compuestos generalmente es de –2 (H 2 O, MgO, CO 2 ), con excepción de cuando forma peróxidos, en los que presenta número de oxidación de –1 (H 2 O 2 , MgO 2 , K 2 O 2 ). 4.- El número de oxidación de los metales alcalinos es de +1; el de los alcalinotérreos de +2, mismo que presentan el zinc y el cadmio, y de +3 para el aluminio. 5.- La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos que integran la fórmula de un compuesto es igual a cero. Ejemplo: HCl = H1+ Cl1- = +1-1 = 0, H 2 O = H 2 +O2- = +1(2) + (-2) = 0. 6.- El número de oxidación de un ión es igual a su carga iónica. Ejemplo, Fe2+ = +2, SO 4 2- = -2. Para un ión poliatómico, su carga iónica debe ser igual a la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que lo componen. Ejemplo, en el ión sulfato SO 4 2-, el azufre tiene número de oxidación de +6 y el oxígeno de –2, por lo que la suma algebraica de sus números es +6 + 4(-2) = -2, cuyo resultado equivale a la carga del ión. 7.- En los compuestos binarios, el número de oxidación negativo se le asigna al elemento más electronegativo. Ejemplo, en el ácido clorhídrico: HCl, el cloro es más electronegativo que el hidrógeno y tiene el número de oxidación de –1; en el agua: H 2 O, el oxígeno es más electronegativo y su número de oxidación es –2.

Ejercicios propuestos. 1.- En las siguientes series, ordena los elementos de menor a mayor con respecto a su radio atómico. a) Cl, Ca, Br; b) Li, Ba, Na; c) P, S, Se 2.- ¿Cuál de los elementos en los siguientes grupos tiene mayor energía de ionización? a) B o C; b) Li o Na; c) Cl o Br 3.- De los pares de los siguientes elementos, cuál presenta mayor afinidad electrónica. a) Li o O; b) K o Rb; c) Cl o I 4.- En las siguientes preguntas, contesta si aumenta o disminuye el valor. a) ¿Cómo varía el radio iónico con respecto al radio atómico en un no metal que adquiere electrones y se asemeja a la configuración de gas noble? b) ¿Cómo varía el radio iónico con respecto al radio atómico en un metal alcalinotérreo que pierde electrones y adquiere la configuración de gas noble? c) ¿Cómo varía en un período de izquierda a derecha la electronegatividad? d) ¿Cómo varía en un grupo de abajo hacia arriba la afinidad electrónica? e) Cómo varía en un período de derecha a izquierda el potencial de ionización?

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5.- Escribe el número de oxidación negativo que presentan los siguientes no metales y el grupo a que pertenecen, C, As, S y Cl. 6.- Escribe el número de oxidación positivo máximo para cada uno de los siguientes elementos y el número de grupo en que se encuentran, Mg, Sn, P y Br. 7.- Calcule los números de oxidación de los elementos en los siguientes compuestos o iones: HNO 3 , HNO 2 , KMnO 4 , Ca(OH) 2 , NaOH, Fe 2 O 3 , FeO, NaH, HCl, Cl 2 , H 2 CO 3 , Na 2 CO 3 , CaHPO 4 , Fe(NO 3 ) 3 , Ni(NO 3 ) 2 , BaSO 4 , KClO 4 ,Cu(OH) 2 , NH 3 , (NH 4 ) 2 SO 4 , MnO 2 , PF 5 , H 2 CrO 4 , CaO, RbI, BaCrO 4 , Pb(OH) 4 , CuSO 4 , Ba(HCO 3 ) 2 , Pb(NO 3 ) 2 , Ca(ClO) 2 , Mg 3 (PO 4 ) 2 , Cl 2 O 7 , Fe(ClO 2 ) 2 , ClO-, PO 4 -3, NH 4 +, CO 3 -2, HSO 3 -, MnO 4 -. 8.- Para cada uno de los elementos siguientes escriba su símbolo químico, determine el nombre del grupo al cual pertenece, e indique si es un metal, un semimetal o un no metal: a) radón; b)polonio; c)rubidio; d)fósforo; e)magnesio; f)cloro. 9.- ¿Cuál átomo tendrá la segunda mayor energía de ionización, el litio o el berilio? 10.- Compare los elementos sodio y magnesio de acuerdo con las propiedades siguientes: a) configuración electrónica; b) carga iónica más común; c) primera energía de ionización; d) punto de fusión; e) radio atómico. Explique las diferencias entre los dos elementos.

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UNIDAD III

ENLACES QUÍMICOS

OBJETIVO EDUCACIONAL. Interpretará el comportamiento de los compuestos químicos, propiedades físicas y químicas, así como su reactividad.

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3.1 Enlace químico Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen los átomos unidos. Los enlaces químicos se forman cuando los núcleos y los electrones de átomos diferentes interactúan y producen átomos enlazados o iones que son más estables que los átomos mismos. Cuando se forma un enlace químico se libera energía. 3.2 Símbolos de Lewis y Regla del Octeto Valencia. Se usa comúnmente para explicar tanto los enlaces iónicos como los covalentes. Es la medida de la capacidad de un elemento para formar enlaces químicos. Electrones de valencia. Son los electrones que toman parte en las uniones químicas, son los que se acomodan en la capa más extensa del átomo. Los puntos como símbolo de los electrones o símbolos de Lewis en honor de G. N. Lewis son una forma sencilla y conveniente de mostrar los electrones de valencia de los átomos. Un símbolo de puntos de Lewis está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia en un átomo del elemento. Configuración electrónica del Azufre [Ne]3s23p4 su símbolo con electrones punto mostrará por consiguiente seis electrones de valencia. .. .S. ¨ Los puntos se han colocado en cuatro regiones alrededor del símbolo atómico. Se han representado cada una de estas regiones como capaces de acomodar un par de electrones. El número de electrones de valencia de cualquiera de los elementos representativos, es el mismo que el número de la columna a la que pertenece el elemento en la tabla periódica. Por ejemplo, los símbolos con electrones punto para O y S, miembros de la familia 6A, muestran seis puntos. Con frecuencia, los átomos ganan, pierden o comparten electrones para tener el mismo número de electrones que el gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica, esto debido a que los gases nobles tienen una configuración electrónica de gran estabilidad, como lo demuestran sus elevadas energías de ionización, su baja afinidad por electrones adicionales y su muy escasa reactividad química.

40

La siguiente tabla no. 3

muestra los símbolos de puntos de Lewis para los elementos

representativos y de los gases nobles.

Debido a que todos los gases nobles excepto el He tienen ocho electrones de valencia, muchos átomos reaccionan para terminar también con ocho electrones de valencia, esta observación llevó a lo que se conoce como Regla del Octeto: Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta quedar rodeados por ocho electrones de valencia. 3.2.1 Excepciones a la regla del octeto 1. Moléculas con un número impar de electrones. Algunas moléculas como ClO 2 , NO y NO 2 , tienen un número impar de electrones. Por ejemplo el NO contiene 5+6=11 electrones de valencia: es imposible el apareamiento completo de estos dos electrones y no se puede tener un octeto alrededor de cada uno de los átomos. 2. Moléculas conde un átomo tiene menos de un octeto. Es una situación relativamente rara y se encuentra con mayor frecuencia en compuestos de Boro y Berilio. 3. Moléculas donde un átomo tiene más de un octeto. Es la más grande excepción, consiste en las moléculas o iones en las que hay más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo. Ejemplo: PCL 5. Cuando dibujamos la estructura de Lewis para esta molécula, nos vemos forzados a extender la capa de valencia y colocar diez electrones alrededor del átomo de P central :¨Cl: :¨Cl: :¨Cl:

P :¨Cl: :¨Cl:

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Ejercicio propuesto. Con la ayuda de la Tabla Periódica, completa el siguiente cuadro. ELEMENTO

ELECTRONES DE VALENCIA

ESTRUCTURA DE LEWIS

1

Na*

Sodio Magnesio Aluminio Silicio Fósforo Azufre Argón Cloro

Desarrolle la estructura de Lewis para los compuestos siguientes HNO 2

NH 3

HF

Escriba los símbolos de puntos de Lewis de los reactivos y productos de las siguientes reacciones. (Primero balancee las ecuaciones). a) Sr + Se

SrSe

b) Ca +

H2

CaH 2

c) Li + N 2

Li 3 N

d) AL + S

Al 2 S 3

42

3.3 TIPOS DE ENLACE. Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto: iónico, covalente y el enlace metálico. Cuando la diferencia de electronegatividad es mayor a 1.7 es un enlace iónico y si es menor o igual que 1.7, entonces es un enlace covalente.

3.3.1 Enlace Iónico Se refiere a las fuerzas electrostáticas que se presentan entre partículas de carga opuesta. Los iones se forman por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Generalmente las sustancias iónicas son el resultado de interacciones de metales del extremo izquierdo de la tabla periódica con elementos no metálicos del extremo derecho. La formación de Na+ a partir de Na y de Cl- a partir de Cl 2 indica que un electrón ha sido perdido por un átomo de Sodio y que lo ha ganado un átomo de Cloro. Tal transferencia de electrones para formar iones con cargas opuestas, se efectúa cuando los átomos de los que se trata difieren mucho en su atracción por los electrones. El ejemplo de NaCl es típico de los compuestos iónicos; comprende un metal de energía de ionización baja y de un no metal con afinidad electrónica elevada. Si utilizamos los símbolos con electrones punto .. Na . + . Cl : ¨

..

_

Na+ + [:Cl:] ¨

La flecha indica la transferencia de un electrón del átomo de Na al átomo de Cl. Cada ión tiene un octeto de electrones: el octeto del sodio Na+ es 2s2-2p6 que son los electrones que están debajo del único electrón de valencia 3s del átomo de Na.

El héroe, el Sr. Cloro arrebata a la Srita.

Un átomo de Na dona un electrón a un

Electrón de manos del villano Sr. Sodio

átomo de Cl para formar los iones Na y Cl .

+

-

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En experiencias sencillas hemos podido ver que al disolver en agua cloruro de sodio sólido, la disolución resultante conduce la electricidad; esto indica que el cloruro de sodio está compuesto por iones Na+ y Cl-. Así cuando el sodio y el cloro reaccionan para formar cloruro de sodio, los átomos de sodio transfieren electrones a los átomos de cloro para formar los iones Na+ y Cl- que se agregan a continuación para formar cloruro de sodio sólido. Esta sustancia sólida resultante es dura; tiene punto de fusión de aproximadamente 800°C. La gran fuerza de enlace en el cloruro de sodio se debe a las atracciones entre iones de carga opuesta que se encuentran muy cercanos entre sí. Este es un ejemplo de enlace iónico. Cuando un átomo que pierde electrones con relativa facilidad reacciona con otro que tiene alta afinidad electrónica se forman sustancias iónicas; en otras palabras la formación de un compuesto iónico se debe a la reacción entre un metal y un no metal.

El enlace iónico se forma cuando un átomo que pierde electrones relativamente fáciles (metal) reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones (no metal). Los compuestos unidos por enlaces iónicos forman redes cristalinas de iones, que denominamos cristal. La red cristalina es una estructura gigante que contiene un número indefinido de iones (las cargas positivas son iguales, en cantidad, a las negativas), de manera que el conjunto sea eléctricamente neutro.

Figura no. 11 Estructura del NaCl

Energía de red de un compuesto iónico es la energía que se requiere para separar un mol de la sustancia iónica sólida, en sus iones gaseosos.

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Iones de los metales de transición Al formar iones, los metales de transición pierden los primeros electrones s de la capa de valencia; después, tantos electrones d como se requieran para formar un ión de una carga particular. Ejemplo: La Plata posee una configuración de electrones externos 5s13d10. Al formar Ag+ se pierde el electrón 5s, dejando una capa llena de 18 electrones en el nivel n=4. Debido a que esta capa está llena es semejante a una configuración de gas noble. Características de las sustancias iónicas •

Son sustancias quebradizas

•

Con puntos de fusión elevados

•

Son cristalinas, lo que significa que los sólidos tienen superficies planas que forman ángulos característicos entre si

•

Con frecuencia pueden romperse, separarse a lo largo de superficies planas lisas

Las características de las sustancias iónicas son el resultado de las fuerzas electrostáticas que mantienen los iones en un arreglo rígido tridimensional bien definido. Propiedades físicas de los compuestos iónicos •

Sólidos a temperatura ambiente

•

Alto punto de fusión

•

Solubles en agua, insolubles en benceno

•

Disueltos en agua son buenos conductores de la electricidad

3.3.2 Enlace covalente Es aquel enlace químico formado al compartir un par de electrones. La molécula de H, H 2 , nos proporciona el ejemplo más sencillo de un enlace covalente H. + .H

H:H

H

H

Estructuras de Lewis

El par de electrones compartidos proporciona a cada átomo de H de dos electrones en el orbital 1s de su capa de valencia de modo que adquiere la configuración electrónica del gas noble He.

45

Enlaces múltiples Compartir un par de electrones constituye un enlace covalente sencillo generalmente denominado como enlace sencillo. En muchas moléculas, los átomos logran octetos completos compartiendo entre ellos más de un par de electrones. Cuando se comparten dos pares de electrones, se trazan dos líneas, que representan un doble enlace. Un triple enlace se forma al compartir tres pares de electrones. Estos enlaces múltiples se encuentran, por ejemplo, en la molécula de N 2 ¨

.

:N: + : N :

:N::: N:

:N

N:

Fuerza y longitud de enlace A medida que se incrementa el número de uniones entre dos átomos, los enlaces se hacen más cortos y más fuertes. Ejemplo: C___C

C_____ C

C_____ C

1.54 °A

1.34°A

1.20°A

348Kj/mol

614Kj/mol

839Kj/mol

El concepto de polaridad de enlace es útil para describir en que grado se comparten los electrones entre dos átomos. Un enlace no polar es aquel en que los electrones se comparten por igual entre los dos átomos. En un enlace covalente polar, uno de los átomos ejerce mayor atracción por los electrones que el otro. Si la diferencia en la capacidad relativa para atraer electrones es grande, se forma un enlace iónico.

Enlaces Polares y No-Polares En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La molécula H 2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H 2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar.

46

Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace H- O en la molécula de agua.

Figura no. 12 Molécula de agua. La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado de los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígeno (más electronegativo) tiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el electrón ocupado anteriormente conduce a una desigual participación. Propiedades físicas de los compuestos covalentes •

Sólidos, líquidos o gases

•

Si son sólidos tienen bajo punto de fusión

•

Poco solubles en agua

•

Algunos reaccionan con el agua para formar iones y de esta manera se vuelven conductores de la corriente

3.4 Formas moleculares La forma molecular global está determinada por sus ángulos de enlace, que son los ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la molécula.

47

3.4.1 El modelo RPENV (Modelo de Repulsión del Par Electrónico del Nivel de Valencia) Es un modelo que ayuda a predecir la forma de las moléculas, explica el mejor acomodo de un número dado de pares de electrones que minimiza las repulsiones entre ellos. La disposición de los pares de electrones alrededor del átomo central de una molécula ABn es la geometría de sus pares de electrones. La geometría molecular de una molécula o ión es la disposición de los átomos en el espacio. Podemos predecir la geometría de una molécula a partir de la geometría de sus pares de electrones. Al describir la forma de una molécula siempre indicamos la geometría molecular, no la geometría de los pares de electrones. Un doble o triple enlace se cuenta como un par enlazante al predecir la geometría. Por ejemplo, consideremos el metano, CH 4 , el amoniaco, NH 3 , y el agua, H 2 O. Los tres tienen geometrías de pares de electrones tetraédricas, pero sus ángulos de enlace muestran pequeñas diferencias: .. H

.. O

C H

H 109.5° H

H

N

H 107°

:

H 104.5°

H

H

Observe que los ángulos de enlace disminuyen conforme aumenta el número de pares de electrones no enlazantes. Los pares enlazantes son atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. En cambio, la única influencia sobre el movimiento de los electrones no enlazantes es la atracción de un solo núcleo, y por tanto se extienden más en el espacio. El resultado es que los pares de electrones no enlazantes ejercen fuerzas de repulsión más intensas sobre los pares de electrones adyacentes y por ello tienden a comprimir los ángulos que hay entre los pares enlazantes. Puesto que los enlaces múltiples contienen una densidad de carga electrónica más alta que los enlaces sencillos, también afectan los ángulos de enlace. Cl Fosgeno Cl 2 CO

111.4° Cl

124.3° C

O 124.3

Los electrones de los enlaces múltiples ejercen una fuerza de repulsión mayor sobre los pares de electrones adyacentes que la ejercida por los enlaces sencillos. 48

Tabla no. 4 electrones

Geometrías de los pares electrónicos en función del número de pares de

49

Tabla no. 5 Geometrías de los pares electrónicos en función del número de pares de electrones, para moléculas con dos, tres y cuatro pares de electrones alrededor del átomo central.

50

Tabla no. 6 Geometrías de los pares electrónicos en función del número de pares de electrones, para moléculas con cinco y seis pares de electrones alrededor del átomo central

51

3.4.2 Teoría del enlace de valencia Es una extensión de la notación de Lewis para los enlaces de pares de electrones. En la teoría del enlace de valencia, se forman enlaces covalentes cuando orbitales atómicos de átomos vecinos se traslapan. La región de traslape es favorable para los dos electrones a causa de su atracción hacia dos núcleos. Cuanto mayor es el traslape entre dos orbitales más fuerte es el enlace que se forma. Traslape es cuando dos orbitales comparten una región del espacio. Orbitales híbridos Estos son orbitales formados mezclando dos o más orbitales atómicos de un átomo en un proceso llamado hibridación. Orbitales híbridos sp Un orbita s y un p se pueden combinar para formar dos orbitales híbridos sp equivalentes. Los lóbulos grandes de los dos orbitales híbridos apuntan en direcciones opuestas, son una separación de 180°. Orbitales híbridos sp2 y sp3 Siempre que mezclamos cierto número de orbitales atómicos obtenemos el mismo número de orbitales híbridos. Es posible hibridar otras combinaciones de orbitales atómicos para obtener geometrías diferentes. Por ejemplo, el BF 3 , un electrón “s del átomo de B se puede promover a un orbital “p desocupado. Si mezclamos el orbital “s y dos de los orbitales “p obtendremos tres orbitales híbridos sp2 equivalentes: Promover

2s

2p

2s

Hibridar

2p

sp2

2p

Los tres orbitales híbridos sp2 están en el mismo plano con una separación de 120° y forman al combinarse una geometría trigonal plana. Un orbital s puede mezclarse con los tres orbitales p de la misma subcapa. Imaginemos que este proceso es el resultado de la mezcla de los orbitales atómicos 2s y los tres orbitales atómicos “p del carbono para crear cuatro orbitales híbridos sp3 equivalentes:

52

Promover

2s

2p

2s

Hibridar

sp3

2p

Cada uno de los orbitales híbridos sp3 tiene un lóbulo grande que apunta hacia un vértice de un tetraedro. Hibridación con participación de los orbitales d Los átomos del tercer periodo en adelante también pueden utilizar orbitales d para formar orbitales híbridos. Si mezclamos un orbital s, tres orbitales p y un orbital d, obtendremos cinco orbitales híbridos sp3d los cuales están dirigidos hacia los vértices de una bipirámide trigonal. El átomo de Fósforo en el PF 5 ejemplifica la formación de este tipo de híbridos:

3s

3s

3p

3p

sp3d

3d

3d

3d

De forma similar, la mezcla de un orbital s, tres orbitales p y dos orbitales d produce seis orbitales híbridos sp3d2, dirigidos hacia los vértices de un octaedro.

53

Tabla no. 7 Geometría de orbitales híbridos.

54

3.5 Enlaces múltiples 3.6.1 Enlaces sigma σ Son aquellos en los cuales la densidad electrónica se concentra simétricamente a lo largo de la línea que conecta los núcleos (eje intermolecular). La línea que une a los dos núcleos pasa por el centro de la región de traslape. Enlaces pi ( π ) Son el resultado del traslape de dos orbitales p orientados perpendicularmente al eje internuclear. Es un enlace covalente en el que las regiones de traslape están arriba y abajo del eje internuclear. A diferencia de los enlaces σ, en los enlaces π no hay probabilidad de encontrar el electrón en el eje internuclear. Dado que el traslape total en los enlaces π tiende a ser menor que en un enlace σ, los primeros generalmente son más débiles que los segundos. En casi todos los casos, los enlaces sencillos son enlaces σ. Un doble enlace consiste en un enlace σ y un enlace π, y un triple enlace consiste en un enlace σ y un enlace π, y un triple enlace consiste en un enlace σ y dos enlaces π. H H

H

Enlace σ

H C

H

C

H Enlace σ y enlace π

N

N

Enlace σ y dos enlaces π

En las moléculas que tienen enlaces múltiples y más de una estructura de resonancia, como el C 6 H 6 (Benceno), los enlaces π están deslocalizados, es decir, los enlaces π se extienden sobre varios átomos.

3.6 Fuerzas intermoleculares Fuerzas Dipolo/Dipolo

Fuerzas Intermoleculares

Fuerzas de atracción entre las moléculas neutras

Fuerzas de Van der Waals Fuerzas de Dispersión de London Puentes de Hidrógeno

Fuerzas Ión-Dipolo

55

Fuerzas intramoleculares. Las fuerzas de enlace que mantienen juntos a los átomos de una molécula se llaman intramoleculares (en el interior de la molécula). Fuerzas intermoleculares. Las fuerzas que se producen entre moléculas y ocasionan que se agreguen para formar un sólido o líquido se llaman fuerzas intermoleculares (entre moléculas). Las fuerzas intramoleculares estabilizan a las moléculas individuales en tanto que las fuerzas intermoleculares son las principales responsables de las propiedades macroscópicas de la materia ( por ejemplo, punto de fusión y punto de ebullición). En general, las fuerzas intermoleculares son más débiles que las fuerzas intramoleculares, por ello, se necesita menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de sus moléculas. Las fuerzas dipolo-dipolo y las fuerzas de dispersión integran lo que se denomina fuerzas de van der Waals. Los iones y dipolos se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas conocidas como fuerzas ion-dipolo, que no son fuerzas de van der waals. El enlace de hidrógeno es un tipo de interacción dipolo-dipolo particularmente fuerte. Dado que sólo unos cuantos elementos pueden participar en la formación del enlace de hidrógeno, éste se trata como una categoría aparte. Fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas de atracción que actúan entre moléculas polares, es decir, entre moléculas que poseen momentos dipolo. A mayor momento dipolo mayor es la fuerza. En los líquidos, las moléculas polares no están unidas de manera tan rígida como en un sólido, pero tienden a alinearse de tal manera que, en promedio, las interacciones atractivas sean máximas. Se atraen entre sí alineándose de manera que los extremos positivo y negativo se encuentren cercanos. Fuerzas ion-dipolo. Se atraen entre sí un ion (ya sea un catión o un anión) y una molécula polar. La intensidad de esta interacción depende de la carga y tamaño del ion así como de la magnitud del momento dipolo y del tamaño de la molécula. La hidratación es un ejemplo de interacción ion-dipolo. En una disolución acuosa de NaCl, los iones Na+ y Cl- están rodeados de moléculas de agua, las cuales tienen un gran momento dipolo. Por el contrario, el tetracloruro de carbono (CCl 4 ), una molécula no polar, carece de la capacidad de participar en una interacción ion-dipolo. En consecuencia, el CCl 4 es un mal disolvente de compuestos iónicos, al igual que la mayoría de los líquidos no polares. 56

Puente de hidrógeno. Se observa la formación de enlaces dipolo-dipolo particularmente fuertes entre moléculas en las cuales el hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo, como N, O o F. Hay dos factores que explican la fuerza de estas interacciones: la polaridad considerable del enlace y la corta distancia entre los dipolos que es posible debido al tamaño tan pequeño del átomo de H. Los puentes de H tienen efectos muy importantes sobre diversas propiedades físicas. El punto de ebullición del H 2 O es mucho más alto de lo que sería de esperarse por la tendencia que se observa en otros miembros de la serie. Esto es ocasionado por el valor de electronegatividad tan alto del átomo de oxígeno en comparación con los otros miembros del grupo, por lo que el enlace O-H es mjucho más polar que los enlaces S-H, Se-H o Te-H. Fuerzas de dispersión de London. Aún las moléculas que carecen de momento dipolo, ejercen fuerza una sobre la otra. Esto se sabe porque todas las sustancias, inclusive los gases nobles, existen en estado líquido y sólido a temperaturas muy bajas. Las fuerzas relativamente débiles que se producen entre los átomos de gases nobles y las moléculas no polares se llaman fuerzas de dispersión de London. Para comprender su origen considérense un par de átomos de gas noble. Aunque por lo general se supone que los electrones del átomo están distribuidos de forma uniforme en torno al núcleo, aparentemente no es cierto en todos los casos. Los átomos desarrollan un ordenamiento bipolar temporal de carga a medida que los electrones viajan en torno al núcleo. Este dipolo instantáneo induce un dipolo similar en algún átomo vecino. La atracción interatómica que se forma de este modo es débil y de corta duración. 3.7 TIPOS DE SÓLIDOS Muchas sustancias son sólidos cristalinos es decir, tienen un ordenamiento regular de sus componentes. Tipos importantes de sólidos cristalinos: los sólidos iónicos representados por el cloruro de sodio, y los sólidos moleculares representados por la sacarosa. Un tercer tipo de sólido cristalino está representado por elementos como el grafito y el diamante, el boro, el silicio y todos los metales. Estas sustancias que contienen átomos de un elemento único enlazados en forma covalente se llaman sólidos atómicos.

57

Sólidos cristalinos: Sólidos iónicos. Sus componentes son iones. Son sustancias estables con puntos de fusión altos que se mantienen unidos entre sí por las fuerzas considerables que existen entre iones de cargas opuestas. Sólidos moleculares. Sus componentes son moléculas. En un sólido molecular la partícula fundamental es una molécula Ejemplo hielo, hielo seco (contiene moléculas de CO 2 ), azufre (contiene moléculas de S 8 ) y fósforo blanco (contiene moléculas de P 4 ). Los sólidos moleculares tienden a fundirse a temperaturas relativamente bajas porque las fuerzas intermoleculares son relativamente débiles. Si la molécula tiene momento dipolo, las fuerzas dipolo-dipolo mantienen junto al sòlido. Las fuerzas de dispersión de London mantienen juntos a los sólidos de moléculas no polares. Sólidos atómicos. Sus componentes son átomos. La propiedades de los sólidos atómicos varían en forma considerable por las distintas maneras en que interaccionan entre sí las partículas fundamentales, que son los átomos. Por ejemplo, los sólidos de los elementos de los elementos del grupo 8 tienen puntos de fusión muy bajos, ya que estos átomos tienen orbitales de valencia llenos y no forman enlaces covalentes entre sí. Por tanto, en estos sólidos hay fuerzas débiles de dispersión de London. Por otra parte el diamante, es una de las sustancias más duras que se conoce y tiene punto de fusión sumamente alto (cercano a 3500ºC). La dureza increíble del diamante se debe a los enlaces tan fuetes C-C de tipo covalente en el cristal, que forman moléculas gigantes.

3.8 Enlaces metálicos Propiedades físicas de los metales Casi todos lo metales son maleables, lo que significa que se pueden martillar para formar hojas delgadas, y dúctiles, es decir, se pueden estirar para formar alambres. Estas propiedades indican que los átomos son capaces de resbalar unos con respecto a otros. Los sólidos iónicos de la mayor parte de los compuestos covalentes no muestran este tipo de comportamiento. Estas clases de sólidos son muy quebradizos y se fracturan con facilidad. Considere, por ejemplo, la diferencia entre de dejar caer un cubo de hielo, y un bloque de aluminio metálico sobre un piso de concreto.

58

Modelo de orbitales moleculares para los metales (Teoría de Bandas) Como ya sabemos, el traslape de orbitales atómicos conduce a la formación de orbitales moleculares. El número de orbitales moleculares es igual al número de orbitales atómicos que se traslapan. En un metal el número de orbitales atómicos que se traslapan es muy grande. Por tanto, el número de orbitales moleculares también es muy grande. La figura muestra de manera esquemática lo que sucede cuando un numero creciente de átomos metálicos se junta para formar orbitales moleculares. Banda de orbitales moleculares

Energía 1 2 3 4… Muy grande Número de átomos metálicos que interactúan A medida que los orbitales atómicos se traslapan, se forman combinaciones de orbitales moleculares de enlace y antienlace. Las energías de estos orbitales moleculares se encuentran a intervalos separados por espacios pequeños en la gama de energía entre los orbitales de más alta y más baja energía. En consecuencia, la interacción de todos los orbitales atómicos de valencia de cada átomo metálico con los orbitales de átomos metálicos adyacentes da origen a un número enorme de orbitales moleculares que se extiende por toda la estructura metálica. Las diferencias de energía entre estos orbitales metálicos son tan minúsculas que para todo propósito práctico podemos pensar que los orbitales forman una banda continua de estados energéticos permitidos, la cual se conoce como banda de energía. Los electrones disponibles para formar enlaces metálicos no llenan totalmente los orbitales moleculares disponibles; podemos pensar en la banda de energía como un recipiente parcialmente lleno de electrones. El llenado incompleto de la banda de energía da origen a propiedades metálicas características. Los electrones de orbitales cercanos a la parte superior de los niveles ocupados requieren muy poca aportación de energía para ser “promovidos” a orbitales de energía aún mayor, que están desocupados.

59

Bajo la influencia de cualquier fuente de excitación, como un potencial eléctrico aplicado o una aportación de energía térmica, los electrones se trasladan a niveles que estaban vacantes y de esta manera quedan en libertad para moverse a través de la red, lo que da origen a la conductividad eléctrica y térmica. El enlace metálico se debe al movimiento de los electrones de la capa de valencia en una banda energética formada por el traslapamiento de subniveles. La teoría de las bandas no solamente explica el enlace metálico, sino que también sirve para describir las características de los metales, como: 2. conducción de la electricidad 3. conductividad térmica 4. brillo metálico 5. ductibilidad y maleabilidad ¿Cuál es la diferencia existente entre conductor, semiconductor y aislante? Es sencillo, los conductores son todos aquellos que poseen menos de 4 electrones en la capa de valencia, el semiconductor es aquel que posee 4 electrones en la capa de valencia y el aislante es el que posee más de 4 electrones en la capa de valencia.

3.9 Propiedades de las sustancias.

)

Figura no 13 Tipos de enlace.

60

El tipo de enlace condiciona las propiedades de las sustancias que los presentan, pudiendo distinguir cuatro tipos de sustancias cuyas propiedades más generales se indican en la tabla siguiente:

Sustancias iónicas

Sustancias covalentes moleculares

Sustancias covalentes atómicas

Sustancias metálicas

Estructura

Red cristalina de iones positivos y negativos

Moléculas

Red cristalina de átomos

Red cristalina de iones positivos y electrones

Estado natural

Sólido

Líquido o gaseoso

Sólido

Sólido

Punto de fusión

Elevado

Bajo

Muy elevado

Elevado

Solubilidad

Solubles en agua

Insolubles en agua y solubles en otros disolventes

Insolubles

Insolubles en agua

Conductividad

Conducen la corriente sólo fundidas o en disolución

No conductoras

No conductoras

Buenos conductores

Ejemplo

Cloruro de sodio

Amoníaco

Diamante

Cobre

Tabla no. 8 Propiedades de las sustancias. CARACTERÍSTICAS

ENLACE IÓNICO

ENLACE COVALENTE

ENLACE METÁLICO

PARTÍCULAS UNITARIAS

Iones positivos y negativos

Moléculas

Iones positivos y electrones móviles

ESTADO FÍSICO A TEMPERATURA AMBIENTE

Sólidos

Sólidos, líquidos y gases

Todos sólidos excepto el Hg

PUNTO DE FUSIÓN

Alto, entre 300 y 1000ºC

Bajo, muy variable

Varía ampliamente

Ninguna Sí, buena Sí, buena

Ninguna Ninguna Ninguna

Sí Sí No aplicable

SOLUBILIDAD

Solubles en disolventes polares como el agua.

Compuestos covalentes NO polares: solubles en disolventes no polares. Compuestos covalentes polares: solubles en disolventes polares.

Insolubles en disolventes no polares. Algunos reaccionan con los ácidos y unos pocos con agua.

EJEMPLOS

NaCl, CaCl 2

CH 4 , CO 2, H 2 O, I 2

Cu, Mg, Al, Fe

CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA COMO SÓLIDO FUNDIDO EN AGUA

Tabla no. 9 Características de los enlaces químicos.

61

Ejercicio. Completar el siguiente cuadro usando la información anterior. Sustancia Características problema Líquido, no conduce la corriente eléctrica. A Insoluble en agua. Hierve a 115ºC Sólido no conductor de la corriente eléctrica cuando B está fundido. Se disuelve en agua produciendo una solución no conductora. Sólido brillante, conductor de la corriente eléctrica C que no funde con un mechero Bunsen. Insoluble en agua y queroseno pero soluble en ácido. Sólido cristalino blanco que se disuelve en agua D produciendo una solución conductora de la electricidad.

Tipo de enlace

Ejercicio propuesto. 1.- Indique mediante símbolos de Lewis, la transferencia de electrones en la formación de los compuestos a partir de sus átomos. a) CaBr 2

b) Li 2 O

c) LiF

d) NaCl

2.- Clasifique las moléculas siguientes como polares o no polares. a) H 2 O

c) O 2

b) HCl

d) H 2 S

3.- Clasifique el enlace como iónico o covalente, entre los elementos de los siguientes compuestos. a) MgCl 2 b) CO 2

c) Br 2

e) NH 3

d) BaCl 2

f) Na 2 O

4.- Identifique cuales de los compuestos o iones no cumplen con la regla del octeto. a) CO 3 2-

c) SiH 4

e) I-

b) BH 3

d) H 3 O+

f) SF 6

5.- ¿Cuál de los siguientes elementos tiene seis electrones de Valencia? a) S

b) Kr

c) N

d) Si

6.- Molécula que presenta enlace por puente de hidrógeno. a) KI

b) HBr

c) CH 4

d) CH 3 -CH 2 -OH

7.- Desarrolle la fórmula de las siguientes sustancias. a) H 2 S

b) Na 2 CO 3

c) MgF 2

62

8.- Represente las estructuras de Lewis para las moléculas siguientes: a) PCl 3

c) NO 3 -

b) HCN

d) NO 2 -

9.- ¿Cuál de los enlaces siguientes es más polar: a) S-Cl

b) S-Br

c) Se-Cl

d) Se-Br

10.- ¿Cuál es el símbolo de Lewis para cada uno de los átomos o iones siguientes? a) S

c) P-3

b) I

d) Ba+2

11.- Prediga la fórmula química del compuesto iónico que se forma entre los pares de elementos siguientes: a) Ca, Cl

b) Sr, S

c) Mg, N

d) H, Si

12.- Es el enlace que resulta cuando se unen átomos de igual electronegatividad. a) Metálico

c) Covalente no polar

b) Iónico

d) Covalente polar

13.- Principal característica de los compuestos iónicos. a) Son insolubles en agua b) Conducir la corriente eléctrica c) Son líquidos d) Bajo punto de fusión 14.- ¿Qué tipos de enlace presenta el compuesto NaClO (hipoclorito de sodio) si los valores de electronegatividades son: Na= 0.9; Cl=3.0 y O=3.5 pauling. 15.- En cada caso, ¿los enlaces son iónicos, covalentes o metálicos? a) El asfalto que salpica un automóvil no se disuelve en agua, pero es soluble en fluido para encender carbón y en otros disolventes no polares derivados del petróleo. Además, el asfalto no conduce una corriente eléctrica. b) Se hicieron pruebas de conductividad con agua corriente, encontrándose que es mala conductora de electricidad. La evaporación total de 20 ml de agua corriente dejó un residuo sólido blanco.

63

UNIDAD IV

NOMENCLATURA

Objetivo Educacional. Distinguirá los principales tipos de compuestos químicos a través de sus fórmulas, nomenclatura, reactividad e impacto económico y ambiental.

64

4.1Tipos de Nomenclatura. La nomenclatura química es el sistema de normas, comunes en todo el mundo, para denominar a los elementos y a los compuestos químicos. Nomenclatura IUPAC. La unión Internacional de Química Pura y Aplicada es un organismo que establece las normas bajo las cuales debe darse nombre a los compuestos. Sistema Ginebra. Organismo formado antes de la IUPAC por el cual es posible dar nombre también a los compuestos químicos. Existen compuestos cuyos nombres no siguen la regla de ninguno de los dos sistemas; estos nombres se conocen como triviales o comunes.

4.2 Fórmulas químicas. En una fórmula química, los símbolos representan átomos, en la mayoría de los casos, llevan números como subíndices que indican la cantidad de átomos de cada elemento presentes en el compuesto. Cuando el símbolo no lleva escrito un número como subíndice el símbolo representa la unidad, ó sea, un átomo de ese elemento. Por lo tanto una fórmula química se define como la representación química abreviada de un compuesto. La suma algebraica de los índices de oxidación de cada uno de los átomos que intervienen en la fórmula ha de ser igual a cero. Para la escritura de una fórmula, primero se escribe la parte positiva y luego la negativa. Enseguida, los números de oxidación se intercambian cruzándolos y colocándolos como subíndices. Ejemplos:

Fe3+

K1+

O2- Æ Fe 2 O 3

OH1- Æ

KOH

H1+

Al3+

O2- Æ

H2O

OH1- Æ Al(OH) 3

65

Ejercicio propuesto: Escribe sobre las líneas las fórmulas de los compuestos que se forman al combinarse los iones que se indican.

NO 3 -

O2-

Cl-

CO 3 2-

PO 4 3-

HCO 3 -

OH -

ClO 3 -

SO 4 2-

H-

Na+

Be2+

Co3+

Bi5+ Cu2+

Fe2+

k+

Pb+2

Al+3

Cr+2

Mg+2

66

4.3 Clasificación de los compuestos inorgánicos 1. De acuerdo al tipo de enlace que presentan A) Compuestos iónicos (aquellos formados por iones) NaCl, Na 2 O, KCl, ZrO 2 , etc. B) Compuestos moleculares o covalentes (constituidos por moléculas) HCl, CO 2 , NH 3 , etc. 2. Por el número de elementos que los constituyen A) Compuestos binarios (Formados por dos elementos) Fe 2 O 3 , AgCl, CO, etc. B) Compuestos ternarios (formados por tres elementos) C) Compuestos poli atómicos (formados por más de tres elementos) 3. De acuerdo a la función química que presentan (Funciones químicas inorgánicas)

M=Metal X=No metal

O=Oxígeno H=Hidrógeno

Funciones Químicas Inorgánicas

OXIDOS Metálicos MO No metálicos o Anhídridos XO

HIDRÓXIDOS Metálicos MOH

HIDRUROS Metálicos MH No metálicos XH

ÁCIDOS Hidrácidos HX Oxácidos HXO

SALES Binarias MX Oxisales MXO Básicas M (OH)X Ácidas MHXO No metálicas XX

Figura no. 14 Funciones químicas inorgánicas.

67

Ejercicio propuesto 1 Observa la formula química y determina que tipo de función química es. Fórmula química

Tipo de función

PtO 2 CuH 2 Fe(OH) 3 HI H 3 PO 4 NaCl SrBr 2 LiHCO 3 Al 2 O 3 K 3 PO 4 HNO 3 MgH 2 SO 2 CuSO 4 Fe 2 O 3 NH 3 Mg(OH)NO 3 H 2 CO 3 Cr(OH) 2

4.4 Óxidos Son compuestos químicos formados por la combinación del oxigeno con el resto de los elementos. Clasificación Los óxidos se clasifican en óxidos metálicos (Metal + oxígeno) y los óxidos no metálicos o anhídridos (No metal + oxígeno) Óxidos metálicos Los óxidos metálicos resultan de la combinación de un metal con oxigeno: 2Ca Metal

+

O2

→

Oxígeno

2CaO Óxido metálico

68

También se les conoce como óxidos básicos, porque al reaccionar con el agua forman otro tipo de compuestos llamados bases o hidróxidos, CaO + Óxido metálico o básico

H2O → Agua

Ca(OH) 2 Base o hidróxido

En los sistemas de Ginebra y de la IUPAC, los óxidos de los metales que solo tienen un numero de oxidación se nombran iniciando con la palabra óxido, seguida de la preposición de, y finalmente el nombre del metal correspondiente. Na 2 O Oxido de sodio BaO

Oxido de Bario

Cuando el metal tiene más de un número de oxidación, en el sistema Ginebra se emplea la terminación –ico para el número de oxidación mayor, y –oso para el menor. En el sistema IUPAC (stock) el número de oxidación del metal se indica con números romanos después del nombre del metal. En el sistema Ginebra no es posible nombrar a óxidos cuyos números o estados de oxidación son más de dos. FeO

óxido ferroso

(Ginebra)

óxido de hierro II (IUPAC) Fe 2 O 3 óxido férrico

(Ginebra)

óxido de hierro III (IUPAC) Existen casos especiales de óxidos metálicos en los cuales el oxígeno funciona con estado de oxidación de – 1. Para nombrar a estos óxidos se agrega el prefijo per– a la palabra óxido, seguida del nombre del metal: Na 2 O 2 Peróxido de sodio H2O2

Peróxido de hidrogeno

K2O2

Peróxido de potasio

Óxidos no metálicos o anhídridos Son también conocidos como óxidos ácidos y se forman al combinarse el oxígeno con un no metal: C Metal

+

O2 Oxígeno

→

CO 2 Anhídrido

69

El nombre de óxidos ácidos lo reciben porque al reaccionar con agua producen ácidos (Oxiácidos). CO 2

+

Óxido ácido

H2O

→

H 2 CO 3

Agua

Oxiácido

Para nombrar a los anhídridos de acuerdo con el sistema de Ginebra se escribe la palabra anhídrido seguida del nombre del no metal, con el prefijo y/o sufijo que le corresponda, según el número de oxidación con el cual funciona. En el sistema de la IUPAC, después de escribir la palabra anhídrido y el nombre del no metal, se señala con número romano entre paréntesis el número de oxidación con el cual funciona. Prefijos- sufijos para nomenclatura de anhídridos en el sistema Ginebra (Tabla 10). Prefijo Per

Sufijo -ico -ico -oso -oso

Hipo CO

Grupo

IIIA

IVA

VA

VIA

3 1

4 2

5 3 1

6 4 2

VIIA 7 5 3 1

Anhídrido de carbono II (IUPAC) Anhídrido carbonoso

(Ginebra)

CO 2 Anhídrido de carbono IV (IUPAC) Anhídrido carbónico

(Ginebra)

Además para la nomenclatura para los anhídridos ya analizada, existe otra que emplea prefijos griegos, que denota el número de átomos de oxígeno y del no metal que existen en la molécula. Prefijos griegos para nomenclatura de anhídridos (Tabla no. 11). Prefijo MonoDiTriTetraPentaHexaReptaOctaCl 2 O 3 CO P2O5

No. de átomos 1 2 3 4 5 6 7 8

Trióxido de dicloro Monóxido de carbono Pentóxido de difósforo 70

4.5 Hidróxidos Los hidróxidos son compuestos que resultan de la combinación de un óxido metálico con agua. CaO + Óxido metálico

H2O Agua

→

Ca(OH) 2 Base o hidróxido

A este tipo de compuestos se les conoce como bases o álcalis y se caracterizan por llevar en su composición a un metal unido al grupo hidróxido o hidroxilo (OH-); en solución cambian de rojo a azul el papel tornasol, tienen un sabor amargo y presentan al tacto una sensación jabonosa. Los metales, como siempre, trabajan con números de oxidación positivos y el grupo hidróxido con valor de -1. Para escribir la formula de un hidróxido, se escribe primero el metal y luego el grupo hidróxido, se intercambian sus números de oxidación y se escriben como subíndices. El grupo hidróxido se escribe entre paréntesis si el subíndice que le corresponde es mayor a 1. K1+

OH1- ------ KOH

Al3+

OH1- ------ Al(OH) 3

Para nombrar a los hidróxidos, se emplean las mismas reglas que para los óxidos metálicos, cambiando la palabra óxido por hidróxido y empleando las terminaciones -ico (mayor), oso(menor) para el sistema de ginebra, o bien, números romanos, según el sistema stock de la IUPAC. KOH

Hidróxido de potasio

Fe(OH) 2 Hidróxido ferroso Hidróxido de hierro II

4.6 Hidruros El H al combinarse con el resto de los elementos de la tabla, forma compuestos químicos conocidos como hidruros; estos pueden ser hidruros metálicos e hidruros no metálicos. Hidruros metálicos Son el resultado de la unión entre el H y un metal. 2Na + Metal

H2 Hidrógeno

→ 2NaH Hidruro metálico

71

Los hidruros metálicos se caracterizan por ser los únicos compuestos en los que el H funciona con número de oxidación -1. Para escribir la fórmula de un hidruro metálico primero se escribe el símbolo del metal o parte positiva y después el del H, que será la parte negativa. Ca2+

H1- -----------

CaH 2

Para nombrarlos se utiliza la palabra hidruro, la preposición de y el nombre del metal. En el sistema Ginebra, se utilizan las terminaciones –ico y –oso para indicar el mayor y menor número de oxidación del metal, respectivamente; en el sistema de la IUPAC esos números se señalan con números romanos. Cuando el metal solo tiene un número de oxidación, el nombre del hidruro es el mismo en ambos sistemas. Sistema de Ginebra

Fórmula

Sistema de la IUPAC

Hidruro mercúrico

HgH 2

Hidruro de mercurio II

Hidruro mercuroso

HgH

Hidruro de mercurio I

Hidruro de Litio

LiH

Hidruro de Litio

Como habrás observado, se siguen las mismas reglas de nomenclatura que para los óxidos y los hidróxidos. Hidruros no metálicos Estos están constituidos por la unión del H y un no metal. 2H 2

+

Hidrógeno

C No metal

→

CH 4

Hidruro no metálico

El H en estos compuestos tiene número de oxidación de +1, por lo que los metales funcionan sólo con su número de oxidación negativo. Debido a las características químicas que presentan estos compuestos, se pueden dividir en dos tipos. Hidruros no metálicos de los grupos IIIA, IVA y VA Varios de estos hidruros fueron conocidos y nombrados antes de la sistematización de la nomenclatura química. En la actualidad, la IUPAC, además del nombre sistemático que les asigna, acepta como correctos los nombres comunes o triviales y su formulación.

72

Para dar nombre a estos hidruros, la IUPAC, se escribe la palabra hidruro, la preposición de y, finalmente, el nombre del no metal. El cuadro siguiente nos muestra los hidruros de este tipo. Nombre trivial

Fórmula

Nombre de la IUPAC

Borano

BH 3

Hidruro de Boro

Metano

CH 4

Hidruro de Carbono

Silano

SiH 4

Hidruro de Silicio

Amoniaco

NH 3

Hidruro de Nitrógeno

Fosfina

PH 3

Hidruro de Fósforo

Arsina

AsH 3

Hidruro de arsénico

Las fórmulas de estos compuestos presentan una excepción a las reglas de nomenclatura, ya que generalmente la parte positiva de una fórmula se escribe primero y la negativa después, mientras que en estos compuestos ocurre lo contrario. N3-

H1+

---------

NH 3

Hidruros no metálicos de los grupos VIA y VIIA Estos hidruros tienen características químicas en solución acuosa, ya que se ionizan liberando iones H+ y su pH es ácido. Por ello, se les agrupa generalmente para su estudio, dentro de la clasificación de los ácidos, como hidrácidos.

4.7 Sales Son el resultado de la sustitución parcial o total de los H de un acido por un metal o ión poliatómico positivo. Ejemplo: Mg2+

H 2 CO 3

Ión sustituyente

→

Ácido

MgCO 3 oxisal

Las sales se obtienen por la reacción química de neutralización entre compuestos ácidos y básicos. Ejemplos: HCl +

NaOH

Ácido

Base

SO 3

+

→

NaCl +

H20

Sal MgO

Agua →

Óxido no metálico

Óxido metálico

u óxido básico

u óxido básico

MgSO 4 oxisal

73

De acuerdo al número de elementos que las forman y de los ácidos de que provienen, generalmente se clasifican en: Haloideas o binarias formadas por dos elementos y provienen de los hidrácidos. Oxisales o ternarias formadas por tres elementos y provienen de los oxiácidos. Sales binarias Están constituidas por dos elementos, generalmente por un metal y un no metal, donde el no metal trabaja con su número de oxidación negativo. Para escribir la fórmula de una sal binaria, primero se anota el símbolo del metal que tiene número de oxidación positivo y luego el no metal que trabajara con su único número de oxidación negativo; estos números se cruzan como subíndices para que la fórmula sea electrostáticamente neutras. Ejemplo: Fe2+

Br1-

---------

FeBr 2

Para nombrar estas sales, se inicia con el nombre del no metal, al que se le agrega la terminación uro, y después el nombre del metal; si el metal presenta dos números de oxidación, en el sistema de Ginebra se utilizan las terminaciones –ico y –oso para el mayor y menor valor del número de oxidación respectivamente; en el sistema de la IUPAC esos valores se indican con números romanos. Si el metal solo tiene un número de oxidación, el nombre de la sal es el mismo en ambos sistemas. Al metal se le aplican las mismas reglas que a los óxidos metálicos, hidróxidos e hidruros metálicos. Ejemplos: Ginebra

IUPAC

Cloruro férrico

FeCl 3

Cloruro de Fierro III

Sulfuro de sodio

Na 2 S

Sulfuro de Sodio

Para escribir la fórmula a partir de su nombre, podemos proceder de la siguiente manera: Escribir la fórmula de Sulfuro Cúprico. 1. Identificamos, en el nombre de la sal, el metal y el no metal presentes: Sulfuro Cúprico. Recuerda que siempre se escribe primero el elemento o grupo positivo. CuS 2. Con la terminación –ico del nombre del metal, identificamos en la tabla periódica el número de oxidación positivo con que trabaja. El no metal lo hará con el único negativo que tenga. En seguida se procede como en todos los compuestos ya vistos. Cu2+

S2- ------- Cu 2 S 2 -------- CuS 74

Existen otras sales binarias (Sales no metálicas) en las que el lugar del metal es ocupado por otro no metal que trabaja con sus números de oxidación positivos; en estas el no metal que se escribe primero será aquel que en la siguiente serie se encuentre primero y en el nombre se menciona a lo último. Si, B, P, C, S, I, Br, N, Cl, F En esta serie, el no metal que trabaja con numero de oxidación negativo se nombra primero con terminación –uro, y para indicar los átomos de cada elemento que forman la molécula se emplean los prefijos griegos de la tabla 2. Hexafloruro de Azufre

SF 6

Tricloruro de Fósforo

PCl 3

Tetracloruro de Carbono CCl 4 Oxisales Para escribir la fórmula de un oxisal, primero se escribe la parte positiva en este caso el metal o ión poliatómico positivo; luego, el radical (anión). Se cruzan los números de oxidación o cargas para que la fórmula sea neutra, quedando como subíndices; si el subíndice del radical es mayor a 1, el radical se escribe entre paréntesis y el subíndice fuera. Para dar nombre a una oxisal, se escribe primero el nombre del radical, seguido de la preposición de y el nombre del metal, si es que solo tiene un número de oxidación; si tiene más, se aplican las mismas reglas que se dieron para los metales en los óxidos metálicos, hidróxidos, hidruros, etc. Fórmula de la

Ión metálico

Radical

Nombre de la oxisal

Mg2+

SO 4 2-

Sulfato de

oxisal MgSO 4

magnesio Ca 3 (PO 4 ) 2

Ca2+

PO 4 3-

Fosfato de calcio

CrSO 4

Cr2+

SO 4 2-

Sulfato cromoso o de Cromo II

75

Sales ácidas Cuando la sustitución de los hidrógenos de un oxiácido es parcial, se forman radicales ácidos que, al combinarse con metales o iones poliatómicos positivos, generan sales ácidas. Na ------

H CO 3

→

NaHCO 3

Sustitución de 1 H

Sal ácida

H Metal

Se llaman sales ácidas, porque en su fórmula aún existen átomos de H que pueden ser sustituibles, es decir, para que un oxiácido pueda formar sales ácidas debe de tener más de un H en su fórmula. Existe más de una nomenclatura para estas sales, pero la más usual es la que utiliza la palabra ácido después del nombre del radical seguido por el nombre del metal, y si este presenta dos o más estados de oxidación se emplean las reglas ya vistas. Escribir el nombre de la siguiente sal ácida KH 2 PO 4 1. Se identifica el radical en la fórmula K 2 HPO 4 y, encontramos su nombre en las tablas de radicales, que en este caso, es H 2 PO 4 - fosfato diácido. 2. Determinamos el número de oxidación del metal, que en este caso es K y al estar ubicado en el grupo IA solo tiene un número de oxidación, que es +1. Por lo tanto, el nombre de la sal es Fosfato diácido de Potasio. Sales mixtas Además de las sales neutras y ácidas, existen otras que por su variada composición reciben el nombre de sales mixtas; para entender su compleja estructura y propiedades requerimos conocimientos de química inorgánica avanzada, por lo cual sólo mencionaremos algunos ejemplos: Sales básicas o alcalinas Se caracterizan por llevar en su composición, además del ión electropositivo (catión) y electronegativo (anión), al grupo hidroxilo. Ejemplos de este tipo de sales son las siguientes: Mg(OH)NO 3

Nitrato básico de magnesio o nitrato de hidromagnesio

Ba(OH)Cl

Cloruro básico de bario o cloruro de hidroxibario

[Ca(OH)] 2 SO 4 Sulfato básico de calcio o sulfato bi-hidroxicalcio 76

Sales hidratadas Son sales neutras que para su formación requieren de moléculas de agua, que influyen en la textura y en algunas propiedades físicas del compuesto. Ejemplos: FeSO 4 .7H 2 O

Sulfato ferroso heptahidratado

CuSO 4 . 5H 2 O Sulfato cúprico pentahidratado MgSO 4 .4H 2 O

Sulfato de magnesio tetrahidratado

4.8 Ácidos -

Los ácidos son compuestos que se caracterizan por tener un sabor agrio (parecido al del limón)

-

Tienen un valor de pH menor de 7

-

Cambian el papel tornasol de color azul a rojo

-

En solución acuosa liberan iones o protones de H

Dependiendo de si un ácido contiene o no Oxígeno, estos se clasifican en oxiácidos e hidrácidos. Oxiácidos Son compuestos formados por

H, un no metal y O, conocidos también como ácidos

ternarios o ácidos oxigenados. En estos compuestos, el H y el O funcionan con números de oxidación de +1 y -2 respectivamente. Se obtienen como producto de la reacción química de un óxido ácido o anhídrido mas agua: SO 2

+

Óxido ácido o anhídrido

H2O Agua

→

H 2 SO 3 Oxiácido

La fórmula del oxiácido se escribe representando primero el símbolo del H, después el del no metal y finalmente el del O, con sus respectivos subíndices que indican la cantidad de átomos de cada elemento presentes en la fórmula del ácido. Para obtener la composición de la fórmula de un oxiácido hay que tener presente que el nombre del ácido lo determina el anhídrido del que proviene: Ácido sulfúrico proviene del anhídrido sulfúrico Ácido nitroso proviene del anhídrido nitroso, etc.

77

Se nombran anteponiendo la palabra ácido seguida del anión, tomando en cuenta: 1. Si el anión termina en –ato cambia a –ico 2. Si el anión termina en –ito cambia a -oso H 2 SO 3

Ácido sulfuroso

H 2 SO 4

Ácido sulfúrico

HNO 3

Ácido nítrico

Método directo para obtener la fórmula del oxiácido 1. Se escriben lo símbolos de los elementos que forman el oxiácido 2. Se determina el número de H en la fórmula de acuerdo a la ubicación del no metal en la tabla periódica empleando la tabla siguiente: Tabla no. 12 Ubicación en la tabla

No. de H que lleva la

Ejemplo

Periódica del no metal

fórmula del oxiácido

Grupo impar

1

HNO 3

Grupo par

2

H 2 SO 3

Si el no metal es: P, B, o As

3

H 3 PO 4

Cuando el no metal del anhídrido es boro, fósforo o arsénico, en la ecuación química hay que agregar tres moléculas de agua. Ejemplo: B2O3

+

Anhídrido bórico

3H 2 O →

H6B2O6

Agua

Reduciendo

→

H 3 BO 3 Ácido bórico

3. Se determina el número de oxidación del no metal (empleando la tabla 1) 4. Se encuentra el número de átomos de O presentes en la fórmula. Ejemplo, escribir la fórmula del ácido fosforoso 1. Ordenando los elementos presentes H, P, O 2. Número de H que lleva el oxiácido según la tabla H 3 PO 3. Número de oxidación del fósforo de acuerdo a la terminación –oso y según la tabla 1. H 3 P3+O 4. Número de átomos presente de O. H1+ 3 P3+ O2-x

3(+1)+3+(-2x)=0 x=3

Por lo tanto la fórmula del ácido fosforoso es: H 3 PO 3 78

Hidrácidos Este tipo de compuestos resultan de la combinación del H con los no metales de los grupos VIA y VIIA de la tabla periódica: H2

+

Hidrógeno

Cl 2

→

No metal

2HCl Hidrácido

El H trabaja con su número de oxidación positivo y los no metales con el negativo. Ejemplo: H1+

Cl1- →

HCl

Para nombrarlos en el sistema de Ginebra, se escribe primero la palabra ácido, después el nombre del no metal con el sufijo –hídrico. Ejemplo: HCl

Acido clorhídrico

H2S

Acido sulfhídrico

En el sistema de la IUPAC se nombran escribiendo el nombre del no metal con la terminación –uro, seguido de la preposición de y el nombre hidrógeno. Ejemplo: HCl

Cloruro de H

H2S

Sulfuro de H

Es importante aclarar que estos compuestos en estado puro se nombran así, ya que son compuestos moleculares. Cuando se disuelven en agua se ionizan, generando cationes H+ y el respectivo anión del no metal, adquiriendo propiedades ácidas, por lo que, generalmente se les denomina como hidrácidos no importando o no si están disueltos en agua.

4.9 Reacciones químicas Ecuación química. Una ecuación química, al igual que una ecuación matemática consta de 2 miembros, y como en una ecuación matemática, una ecuación química es una igualdad REACTIVOS = PRODUCTOS .La cantidad y naturaleza de los átomos que tengo por el lado de los reactivos, debe ser igual a la cantidad y naturaleza de los átomos del lado de los productos; aunque en el lado de los reactivos y productos, se hallen formando compuestos con propiedades totalmente diferentes. Para determinar cuáles serán los productos en una reacción química, a menudo es de mucha ayuda pensar en términos de tipos de reacción. Pero es solamente el comienzo, puesto que es también necesario el conocimiento de las propiedades químicas de la sustancia considerada en particular. 79

Al escribir ecuaciones químicas, primero se debe determinar cuáles serán los productos, luego debe escribirse la fórmula correcta, para todos los reactivos y los productos y finalmente balancear la ecuación; además debe indicarse el estado físico de cada sustancia. Para escribir ecuaciones se utilizan varios símbolos y términos. Los reactivos siempre se escriben hacia la izquierda y los productos a la derecha, separados por una flecha sencilla (→). Para saber cuales serán los productos en una reacción, debemos considerar cinco tipos de reacciones y estudiar algunos casos generales. 1. Reacciones de combinación o síntesis 2. Reacciones de descomposición o análisis 3. Reacciones de reemplazo o simple desplazamiento 4. Reacciones de metátesis o doble desplazamiento 5. Reacciones de neutralización (incluidos en el tipo 1 y 4 pero, son tan importantes que deben tenerse en cuenta como un grupo especial) Cuando se escriben ecuaciones deben asegurarse los siguientes pasos: 1. Escribir la fórmula correcta para los reactivos 2. Clasificar el tipo de reacción y sus productos 3. Escribir la fórmula correcta para los productos 4. Ajustar o balancear la ecuación. Reacciones de combinación o síntesis Cuando se forma un compuesto dado a partir de dos o más sustancias. Este tipo de ecuación se caracteriza por tener dos reactivos y un solo producto. A+B → AB a) Metal + Oxígeno → Óxido metálico Al + O 2 → Al 2 O 3 b) No metal + Oxígeno → Óxido no metálico o anhídrido C + O2

→ CO 2 , CO

c) Óxido metálico + H 2 O → Hidróxido K 2 O + H 2 O → KOH Al 2 O 3 + H 2 O → Al(OH) 3 80

d) Anhídrido + H 2 O → Oxiácido SO 2 + H 2 O →

H 2 SO 3

CO 3 + H 2 O →

H 2 CO 3

e) Metal + No metal → Sal AL + I 2 → NaH Mg + F 2 → MgF 2 f) Metal + H 2 → Hidruro metálico Na + H 2 → NaH Ca + H 2 → CaH 2 g) No metal + H 2 → Hidrácido F 2 + H 2 → HF S + H2 → H2S h) No metal + H 2 → Hidruro no metálico N 2 + H 2 → NH 3 i) Óxido metálico + óxido no metálico → Oxisal CaO + CO 2 → CaCO 3 Reacciones de descomposición o análisis Aquella reacción en la cual una especie química se descompone en otras más sencillas o en los elementos que la componen. Esto se logra mediante calentamiento o aplicando una corriente eléctrica. AB → A + B H2O

→ H2

KClO 3

→

+ O2

KCl + O 2

Reacciones de reemplazo o simple desplazamiento Donde los reactivos son un compuesto y un elemento, este elemento desplaza a otro elemento contenido en el compuesto. En el caso de que el elemento sea un catión, desplaza al catión del compuesto y si es anión desplaza al anión del compuesto. A+ + B+C- → A+C- + B+ A- + B+C- → B+A- + C-

81

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu Cl 2 + HBr → HCl + Br 2 Reacciones de metátesis o doble desplazamiento Los reactivos son dos compuestos y los productos otros dos compuestos diferentes a los que marcaron la reacción al inicio. En este tipo de reacción hay doble intercambio. A+B- + C+D- → A+D- + C+BNaOH + HCl → NaCl + H 2 O AgNO 3 + NaCl → AgCl + NaNO 3 BaCl 2 + NaSO 4 → BaSO 4 + Cl 2 Reacciones de neutralización Cuando en una reacción de neutralización un ácido o un óxido ácido (óxido de un no metal) reaccionan con una base u óxido básico (óxido de un metal). En la reacción se forma una sal y en la mayoría de los casos se forma agua. El único caso en el cual no se forma agua es en la combinación de un óxido de un no metal con un óxido de un metal, para el resto de las reacciones de neutralización, la formación de agua es uno de los principales resultados. Las reacciones de combinación entre un óxido de un metal y un óxido de no metal pueden considerarse también como reacciones de neutralización. La razón para esto es que el óxido del metal es un anhídrido básico y el óxido de no metal es un anhídrido ácido. Ácido + Base → Agua + Sal HCl (ac) + NaOH (ac) → H 2 O (l) + NaCl (ac)

82

Ejercicio de nomenclatura 1.- Determina el número de oxidación con que trabajan los metales en los siguientes óxidos y escribe el nombre correcto de acuerdo al sistema IUPAC y Ginebra. PbO

Hg2O

Rb2O

SnO

Al2O3

WO3

MnO3

HgO

ZnO

Au2O3

2.- Escribe la fórmula de los siguientes óxidos. Óxido de sodio

Óxido aúrico

Óxido titánico

Óxido férrico

Óxido de cromo III

Óxido de platino IV

Óxido wolframioso

Óxido cuproso

Óxido ferroso

Óxido de cadmio

Óxido cobáltico

Óxido mangánico

3.- Escribe el nombre del hidróxido que representa cada fórmula (sistema Ginebra y IUPAC). Ca(OH)2

Al(OH)3

Pb(OH)2

Ni(OH)3

CuOH

Cd(OH)2

KOH

Pt(OH)4

Fe(OH)3

Co(OH)3

4.- Escribe la formula de los siguientes hidróxidos. Hidróxido de hierro II

Hidróxido de manganeso VI

Hidróxido de berilio

Hidróxido niqueloso

Hidróxido de platino II

Hidróxido mangánico

Hidróxido de bario

Hidróxido de radio

Hidróxido cromoso

Hidróxido de magnesio

83

6.- Escribe el nombre de los siguientes hidruros no metálicos ( IUPAC y trivial) BH 3 CH 4 SiH 4 NH 3 PH 3 AsH 3 7.- Escribe los nombres , según el sistema de Ginebra, IUPAC y prefijos griegos, que corresponden a las fórmulas de los siguientes anhídridos. B2O3

SeO 3

Br 2 O 7

N2O3

SO 2

P2O3

Cl 2 O

I2O7

CO 2

Br 2 O 5

8.- Escribe la formula que corresponda al nombre de cada anhídrido. Anhídrido fosforoso

Anhídrido yódico

Anhídrido sulfúrico

Anhídrido de astato III

Monóxido de carbono

Anhídrido selénico

Anhídrido de cloro I

Anhídrido hiposulfuroso

Monóxido de dibromo

Dióxido de silicio

9.- Completa las siguientes reacciones químicas y escribe el nombre de la sal binaria que se obtiene. ________ + LIOH

LiCl +

H2O

H2S

+ _______

HI

+ KOH

________ + H 2 O

H 2 Te

+ _______

BaTe

_______ + NaOH

SrS

+

+

H2O H2O

NaBr + H 2 O

10.- Escribe las fórmulas de las siguientes sales binarias. Bromuro cobaltoso

Bromuro de manganeso II

Pentafluoruro de yodo

Disulfuro de carbono

Sulfuro de zinc

Pentacloruro de fósforo

Yoduro estánico

Selenuro de cromo VI

Cloruro de bario

Cloruro mercuroso

84

11.- Escribe el nombre de las siguientes oxisales. Al 2 (SO 4 ) 3

Pd(ClO) 2

Sc(NO 3 ) 3

CuSO 4

Mn 2 (CO 3 ) 7

AgNO 3

Fe(IO 4 ) 3

K 2 Cr 2 O 7

CoPO 4

Cr 2 (SO 4 ) 3

12.- Escribe la fórmula de las siguientes oxisales. Borato titánico

Fosfito férrico

Hipoyodito de cromo III

Permanganato de potasio

Carbonato de níquel II

Clorato plumboso

Sulfito mercuroso

Carbonato de zinc

Cromato de magnesio

Fosfito de magnesio

13.- Escribe el nombre de las siguientes sales ácidas. Ba(H 2 PO 4 ) 2

Hg(HCO 3 ) 2

Ni(HSO 3 ) 2

ZnHBO 3

Mg(HCO 3 ) 2

NaH 2 PO 3

Ca(HSO 4 ) 2

Al 2 (HAsO 4 ) 3

14.- Escribe el nombre para cada fórmula. NaOH

CsClO 4

FeSO 4

Na 2 CO 3

NH 4 C a H 3 O 2

NaHCO 3

Na 2 SO 4

BaSO 4

KH 2 PO 4

Zn 3 (PO 4 ) 2

Fe(NO 3 ) 3

FeCO 3

Mn(OH) 2

AgCN

Na 2 SO 3

Na 3 PO 4

Ca(OH) 2

KC 2 H 3 O 2

Na 3 PO 4

(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7

KmnO 4

(NH 4 ) 2 CrO 4

(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7

LiH 2 PO 4

Co(ClO 4 ) 2

Cu(CN) 2

KClO 3

Pb(NO 3 ) 2

Cu(NO 2 ) 2

NaClO 2

85

15.- Escribe la fórmula para cada compuesto. Hidróxido de potasio

Hidróxido de cobalto III

Nitrato de cobalto III

Dicromato de potasio

Perclorato de amonio

Nitrito de amonio

Sulfato de amonio

Hidróxido férrico

Peróxido de rubidio

Bicarbonato de amonio

Bicarbonato de sodio

Perbromato de potasio

Sulfato de cobre II

Hidróxido de magnesio

Sulfato de bario

Carbonato de cromo III

Hipoclorito de potasio

Carbonato ácido de aluminio

Perclorato de plata

Sulfito ácido férrico

16.- Escribe la fórmula y los nombres de los hidrácidos en los que participan los siguientes no metales. Flúor Yodo Azufre Telurio Astatino Bromo Cloro Selenio 17.- Escribe el nombre de los siguientes oxiácidos. HBrO 3

H 2 CO 3

HClO

H 3 PO 4

H 2 SO 3

HIO

H 3 BO 3

HNO 3

HNO 2

H 2 SO 4

18.- Escribe la fórmula de los siguientes oxiácidos. Ácido selenioso

Ácido arsenioso

Ácido fosforoso

Ácido clórico

Ácido peryódico

Ácido perclórico

Ácido bórico

Ácido hipobromoso

Ácido yódico

Ácido brómico

86

Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos. 1. Hidróxido de níquel III 2. Óxido auroso 3. Peróxido de cesio 4. Hidruro de potasio 5. Trióxido de azufre 6. Ácido sulfuroso 7. Cloruro plúmbico 8. Óxido de sodio 9. Pentacloruro de fósforo 10. Ácido yódico 11. Amoníaco 12.Bicarbonato airoso 13.Sulfato de hierro III 14.Ácido fluorhídrico 15.Peróxido de estroncio 16.Óxido de aluminio 17.Hidróxido de plomo II 18.Bromuro de litio 19.Hipoclorito de cesio 20.Sulfato niqueloso

_______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________

21. Clorato de sodio 22.Borano 23.Óxido niqueloso 24.Hidróxido de calcio 25.Peryodato de litio 26.Brumuro cúprico 27.Nitrato de bario 28.Cloruro de plata 29.Hipoclorito de aluminio 30.Ácido nítrico 31.Fosfato diácido de sodio 32.Hidruro de calcio 33.Carbonato de bario 34.Tetracloruro de carbono 35.Óxido ferroso 36.Hidróxido de amonio 37.Perbromato de aluminio 38.Carbonato ácido de hierro II 39.Anhídrido carbónico 40.Ácido carbónico

________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________ ________________

Escribe el nombre de la fórmula de cada uno de los siguientes compuestos. 1. K 2 CO 3 2. BaO 3. SO 3 4 Ca(OH) 2 5. HI 6. H 3 PO 4 7. AgCl 8. SrBr 2 9. LiHCO 3 10. Al 2 O 3 11. KMnO 4 12. HNO 3 13. Na 2 O 14. MgH 2 15. SO 2 16. CuSO 4 17. KClO 3 18. BaH 2 19. FeBr 3 20. HgO

_______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________ _______________________________________________________

87

Escribe el nombre de la fórmula de cada uno de los siguientes compuestos. 21. Cu 2 O 22. Fe 2 O 3 23. PbSO 4 24. NiCl 3 25. CoCO 3 26. Sn(OH) 4 27. Au 2 O 3 28. AsCl 5 29. CrCl 6 30. Bi 2 O 3 31. I 2 O 5 32. CO 33. CO 2 34. Cr 2 O 3 35. H 2 S 36. HCl 37. CdS 38. KOH 39. Cl 2 O 5 40. SO 2 41. H 2 SO 3 42. Fe(OH) 3 43. Na 2 O 44. KH 45. H 3 PO 4

______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________

Escribe la/las palabras que completen cada afirmación. 1.- No metal + oxígeno = 2.- Metal + hidrógeno = 3.- Acido + base = 4.- Metal + no metal = 5.- Hidrógeno + no metal (grupo III, IV, V A) = 6.- Hidrógeno + no metal (grupo VI, VII A) = 7.- Metal + oxigeno = 8. Óxido metálico + agua = 9. Óxido no metálico + agua = 10. En los ácidos la terminación –ato se cambia por __________ 11.- En los hidrácidos el hidrógeno tiene carga ____________ 12. Los aniones simples tienen la terminación __________ 13.- Tipo de reacción en la que dos especies químicas se unen para formar un solo producto 88

UNIDAD V

ESTEQUIOMETRIA

Objetivo Educacional: Resolverá problemas que impliquen relaciones numéricas vinculadas a la composición de la materia y sus transformaciones.

89

5.1 ESTEQUIOMETRÍA. El termino estequiometría se emplea para designar el cálculo de las cantidades de las sustancias que participan en las reacciones químicas. Cuando se conoce la cantidad de una sustancia que toma parte en una reacción química, y se tiene la ecuación química balanceada se puede establecer las cantidades de los otros reactivos y productos. Estas cantidades pueden darse en moles, masa (gramos) o volúmenes (litros). Los cálculos de esta naturaleza ocupan la parte central de la química, y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de todas las sustancias químicas que utiliza la industria o se venden a los consumidores. Por ejemplo se puede hacer uso de cálculos estequiométricos para calcular que cantidad de oxígeno se requiere para quemar una cantidad específica de alcohol etílico.

5.2 LEYES PONDERALES. Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa. En una reacción química, la masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma. En toda reacción química, las cantidades en peso de los reaccionantes son iguales a las de los resultantes. A + B Æ C + D Peso A + peso B = peso C + peso D Peso de reactivos = peso de los productos Ley de las proporciones definidas o ley de la composición constante. Se atribuye al químico francés Joseph Proust, la cual establece que, un compuesto químico determinado contiene siempre los mismos elementos en las mismas proporciones en masa, sin importar cuál sea su origen, método de obtención o de preparación. La proporción en masa que guardan los elementos en un compuesto, se puede expresar en partes, gramos o en porcentajes. Ley de las proporciones múltiples o de Dalton. Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de ellos permanece constante y el otro varía, las cantidades de éste son múltiplos enteros de la menor de ellas.

90

5.3 UNIDADES QUÍMICAS Y CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. Peso atómico. Se define como la masa relativa promedio de los isótopos de un elemento, con base en su abundancia y referida a la masa del átomo de carbono-12. A partir de 1961, el elemento utilizado como patrón es el carbono-12, que tiene 6 protones y 6 neutrones y presenta un valor exactamente de 12 unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa atómica se define como una masa igual a 1/12 de la masa del átomo de carbono-12. Un átomo de carbono-12 tiene una masa de 1.992 x 10-23 g. 1 uma= 1.992 x 10-23 g = 1.660 x 10-24 g 1 uma = masa de un átomo de carbono-12 12 12 uma Como estas cantidades son tan pequeñas y el gramo es la unidad de masa más utilizada, se acordó expresar los pesos atómicos en gramos. Entonces, el peso atómico del carbono expresado en gramos es de 12 g. Peso átomo-gramo. Se define como la masa de un elemento expresada en gramos y es igual a su peso atómico. Peso formular y peso molecular. Las sustancias pueden presentarse como moléculas o como iones. Todas las sustancias, tanto moleculares como iónicas, se representan por fórmulas y en ambos casos una fórmula indica el número relativo de átomos de cada elemento presente en una unidad fórmula de la sustancia. Partiendo del conocimiento de los pesos atómicos de los elementos que constituyen la unidad fórmula, se puede calcular el peso fórmula (P.F.) o peso molecular (P.M.) de la sustancia. El término peso fórmula es más general, puesto que es utilizado lo mismo para sustancias iónicas que para moleculares, mientras que el peso molecular se refiere al peso de sustancias moleculares. Sin embargo, es muy común el uso del término peso molecular para ambos tipos de compuestos. El peso formular de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química. Si la fórmula química de una sustancia es su fórmula molecular, entonces el peso formular se llama peso molecular.

91

Ejemplo. Calcule el peso molecular de sacarosa, C 12 H 22 O 11 (azúcar de mesa). 12 átomos de C = 12(12.0 uma) = 144.0 uma 22 átomos de H = 22( 1.0 uma) = 22.0 uma 11 átomos de O = 11(16.0 uma) = 176.0 uma 342.0 uma Calcule el peso molecular del nitrato de calcio, Ca(NO 3 ) 2 Ca = 40 x 1 = 40 N = 14 x 2 = 28 O = 16 x 6 = 96 164 uma Mol y número de Avogadro. En el sistema SI el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de carbono-12. El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se determina experimentalmente. El valor aceptado en la actualidad es: 1 mol= 6.022045 x 1023 partículas Este número se denomina número de Avogadro en honor al científico italiano Amadeo Avogadro. Ejemplos. 1.- 1 mol de átomos de oxígeno contiene 6.022 x 1023 átomos de oxígeno 2.- 1 mol de molécula de agua contiene 6.022 x 1023 moléculas de agua 3.- 1 mol de dióxido de carbono (CO 2 ) contiene 6.022 x 1023 moléculas del mismo y pesa 44 gramos.

4.- El azufre es un elemento no metálico. Su presencia en el carbón produce el fenómeno de la lluvia ácida. ¿Cuántos átomos hay en 16.3 g de S? 16.3 g S x 1 mol de S 32.07 g S

x

6.022 x 1023 átomos de S = 3.06 x 1023 átomos de S 1 mol S

5. Una muestra de NaCl pesa 500gr. Calcule el número de moles presentes en la muestra. 500gr de NaCl x

1mol de NaCl 58.5gr de NaCl

=

8.548moles de NaCl

92

6. ¿Cuántos moles de átomos de cloro hay en una muestra de 15.432 x 1022 átomos de Cl? 15.432 x 1022 átomos de Cl x 1 mol de Cl 6.022 x 1023átomos de Cl

=

0.256 moles

7. Calcule el número de moléculas que hay en 25gr de H 2 O. gramos de H 2 O

Æ

Número moles de H 2 O Æ Número de moléculas H 2 O

25gr H 2 O x 1mol de H 2 O x 6.022 x 1023 moléculas de H 2 O = 8.36 x 1023 moléculas de H2O 18gr de H 2 O 1 mol de H 2 O Volumen molecular gramo. Es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en las condiciones normales de temperatura y presión (0 ºC y 1 atmósfera), es igual a 22.4 litros. Ejemplos. 1.- Un mol de amoníaco (NH 3 ) contiene 6.022 x 1023 moléculas del mismo, pesa 17 g y ocupa un volumen de 22.4 lt a TPN*. *TPN. Temperatura (0ºC) y presión (1 atm), en condiciones normales. 2.- ¿Qué volumen ocupan 50 g de amoníaco a TPN? 50 g NH 3 x 1 mol NH 3 x 22.4 lt = 65.88 lt 17 g NH 3 1 mol NH 3

5.4 BALANCEO DE ECUACIONES QUÌMICAS. 5.4.1 Método de tanteo. Es un método para balancear ecuaciones sencillas. Consiste en realizar un conteo de los átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación, e ir poniendo coeficientes a las fórmulas, si son necesarios, para que se igualen las cantidades de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación. Ejemplo. Cuando el aluminio metálico se expone al aire, se forma en su superficie una capa protectora de óxido de aluminio. Esta capa evita que siga reaccionando el aluminio con el oxígeno y es la razón por la cual no sufren corrosión los envases de aluminio que se utilizan en las bebidas.

93

Escríbase una ecuación balanceada para la formación de Al 2 O 3 . La ecuación sin balancear es: Al

+

O2

→

4 Al

+

3 O2

Al 2 O 3

Ecuación balanceada: → 2 Al 2 O 3

5.4.2 Método óxido reducción. El concepto óxido – reducción se emplea para señalar la pérdida o ganancia de electrones en los elementos que forman los compuestos participantes en una reacción química. Este mecanismo de oxidación-reducción es simultáneo ya que cuando un átomo pierde electrones otro los gana; en una reacción química no puede existir una sustancia que se oxide al perder electrones sin que haya otra que se reduzca al aceptarlos. La sustancia que se oxida pierde electrones y ocasiona que otra los acepte y se reduzca, por ello se le denomina agente reductor. De igual modo, la sustancia que se reduce gana electrones y ocasiona que otra los pierda o los ceda y se oxide, por lo que se le conoce como agente oxidante. a) Oxidación. Cualquier átomo o ión que en una reacción química aumente su número de oxidación por la pérdida de electrones. b) Reducción. Implica una disminución en el número de oxidación de un átomo o ión por la ganancia de electrones. Pérdida de .electrones

-7

-6

-5

-4

-3

-2

-1

0

1

2

3

4

5

6

7 oxidación

Pérdida de electrones Aumento en el # de oxidación -7

-6

-5

-4

-3

-2

-1

0

1

2

3

4

5

6

7

Reducción

Disminución en el # de oxidación

94

Pasos para el balanceo de ecuaciones por el método de óxido-reducción. 1. Escribir correctamente la ecuación de la reacción. 2. Asignar los números de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen en la reacción. 3. Escribir dos semi-ecuaciones, una para el elemento que se oxida y otra para el que se reduce, balanceando cada una en cuanto al número de átomos, e indicando su número total de electrones ganados o perdidos. 4. Balancear las cargas en las semi-ecuaciones, multiplicando cada una por el número de electrones ganados o perdidos en la otra semi-ecuación. Los coeficientes encontrados se colocan en las fórmulas que correspondan en la ecuación original. 5. Finalmente se termina el balanceo de la ecuación por el método de tanteo si es necesario. Ejemplo. +1 +5 -2

HNO 3

0

+

Fe

+2

Æ

+5 -2

Fe(NO 3 ) 2

+2 -2

+

NO +

N+5 Æ N+2

gana 3 electrones

Fe0

pierde 2 electrones (Se oxida)

Æ Fe+2

2HNO 3

+ 3 Fe

+1

-2

H2O

(Se reduce)

→

3 Fe(NO 3 ) 2

+ 2 NO

+

H2O

→

3Fe(NO 3 ) 2

+

+

4H 2 O

Se finaliza por tanteo: 8HNO 3

+ 3Fe

2NO

95

5.4.3 Método Algebraico. Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies, crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes. El símbolo produce (→ ) equivale al signo igual a (=). Ejemplo. C + H 2 SO 4 → SO 2 + CO 2 + H 2 O 1.- Asignamos una letra a cada especie química: a

b

c

d

e

C + H 2 SO 4 → SO 2 + CO 2 + H 2 O 2.- contabilizamos los átomos de cada elemento químico y establecemos una ecuación para cada uno: C

a=d

(1)

H 2b = 2e

(2)

S

(3)

b=c

O 4b = 2c + 2d + e ( 4 ) 3.- a la letra que aparece en más ocasiones (en este caso la letra “b”) le asignamos el valor de 1(el que desee) y comenzamos a resolver. a=d

(1)

2 = 2e

(2)

1=c

(3)

4 = 2c + 2d + e

(4)

La ecuación (3) ya está resuelta y nos da el valor de 1 para la letra c. La ecuación 2 se resuelve despejando y obtenemos el valor de 1, también para la letra e. Con estos valores, podemos resolver la ecuación 4: 4 = 2 + 2d + 1 4 = 3 + 2d 4 - 3 = 2d 1 = 2d d=½ y como la ecuación (1) nos dice que a = d, entonces a = ½.

96

Ahora bien, como no existen coeficientes fraccionarios, debemos multiplicar todos y cada uno de los encontrados por dos, para volverlos enteros. a=½x2=1 b=1x2=2 c=1x2=2 d=½x2=1 e=1x2=2 Asignamos los coeficientes y revisamos si la ecuación cumple con la ley de la conservación de la masa, es decir, si existe igual número de átomos de cada especie tanto en reactivos como en productos: C + 2H 2 SO 4 →

2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

5.5 RELACIONES CUANTITATIVAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. Como se ha visto con anterioridad, una ecuación química completa y balanceada, proporciona información cualitativa (cuáles) y cuantitativa (cuánto) acerca de las sustancias que participan en ella; esto es importante para poder realizar ciertos cálculos que nos permitan conocer, por ejemplo: qué cantidad de producto podremos obtener a partir de cierta cantidad conocida de reactivos, o viceversa.

Ejemplos. 1. Compruebe la Ley de Lavoisier para la siguiente ecuación química. Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3BaCl 2

→

3BaSO 4

+

2FeCl 3

399.88 g + 3(208.24) g → 3(233.40) g + 2(162.20) g 1024.60 g → 1024.60 g 2. Calcule lo que se le pide con respecto a la ecuación anterior. a) ¿Qué peso de BaCl 2 se requiere para hacerlo reaccionar con 10g. de Fe(SO 4 ) 3 ? Dónde: PM= Peso molecular BaCl 2

x = 10 g. Fe 2 (SO 4 ) 3 x PM BaCl2 = 10g. x 624.72 g. = 15.62 g de

97

PM Fez(SO4)3

399.88 g

b) ¿Qué peso de Fe 2 (SO4) 3 se requiere para producir 100g. de BaSO4? x =100g BaSO 4 x PM Fe 2 (SO 4 ) 3 = PM BaSO4

100 g. x 399.88 g.= 57.11 g de Fe 2 (SO 4 ) 3 700.2 g.

3.- Calcular el número de moles de NaOH que son necesarios par producir 7.5 moles de Na 2 SO 4 a partir de la reacción. 2 NaOH +

2H 2 SO 4

→

Na 2 SO 4

+

2H 2 O

7.5 moles Na 2 SO 4 x 2 moles NaOH = 15 moles de NaOH 1 mol Na 2 SO 4 4.- Calcular el número de gramos de cloruro de magnesio que puede ser obtenidos a partir de 8.50 gr.de ácido clorhídrico este último se hace reaccionar con un exceso de óxido de magnesio Este problema incluye todas las etapas escritura de la ec. balanceada, conversión de gramos de HCl a moles, conversión de moles de HCl a moles de MgCl 2 (utilizando la ec. balanceada) y conversión de moles de MgCl 2 a gramos. La ecuación balanceada 8.50 gr HCl = ? gr MgCl 2

MgO + 2 HCl

H 2 O + MgCl 2

8.50 gr HCL X 1 mol HCL = 0.2328 Moles HCl 36.5gr HCl

0.2328moles de HCl X 1 mol MgCl 2 2 moles HCl 0.1164 moles de MgCl 2

→

= 0.1164 moles de MgCl 2

X 95.3 gr MgCl 2 = 11.1 gr MgCl 2 1 mol MgCl 2

5.5.2 Reactivo limitante. En general, cuando se lleva de a cabo una reacción química, uno de los reactivos se usa en exceso con respecto a la cantidad necesaria. El reactivo que no está presente en exceso es el que determina que tanto producto puede obtenerse y por tanto se le denomina reactivo limitante. Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante. Aquel reactivo que se ha consumido

98

por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues limita la cantidad de producto formado. Ejemplo:

2 H2 + O2

2 H2O

¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno? Necesitamos 2 moléculas de H 2 por cada molécula de O 2 , pero solo tenemos 10 moléculas de H 2 y 10 moléculas de O 2. La proporción requerida es de 2:1 y la proporción que tenemos es de 1:1, es claro que el reactivo en exceso es el O 2 y el reactivo limitante el H 2. Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles. Si ahora ponemos 15 moles de H 2 con 5 moles de O 2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O 2 reaccionan con 2 moles de H 2 , entonces el número de moles de O 2 necesarias para reaccionar con todo el H 2 es 7,5, y el número de moles de H 2 necesarias para reaccionar con todo el O 2 es 10. Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O 2 es el reactivo limitante. Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es, calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción. El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto. Reactivo en exceso. Al resto de reactivos, presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante, se les denomina reactivos en exceso. Rendimiento Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante. La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.

Rendimiento teórico La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico. A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción.

99

Rendimiento de la reacción ≤ rendimiento teórico % de rendimiento = Rendimiento de la reacción x 100 Rendimiento teórico Ejemplos. 1.- El titanio es un metal vigoroso, ligero y resistente a la corrosión, que se usa en la construcción de naves espaciales, aviones y motores para estos. Se prepara por reducción del cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido de 950°C a 1150°C. TiCl 4(g) + 2Mg (l)

→

Ti (s)

+

2MgCl 2(l)

En determinada operación 3.54 x 104 kg de TiCl 4 reaccionan con 1.13 kg de Mg a) Calcúlese el rendimiento teórico de Ti en kilogramos b) Calcúlese el rendimiento porcentual, si en realidad se obtiene 7.91 x 103 kg de Ti Solución: Las masas molares de TiCl 4 y Mg son 189.7 g y 24.31 g. respectivamente. Moles de TiCl 4 = 3.54 x 107 gr de TiCl 4 x 1 mol de TiCl 4 = 1.87 x 105 mol de TiCl 4 189.7 g de TiCl 4 Moles de Mg = 1.13 x 107 gr de Mg x 1 mol de Mg = 4.65 x 105 mol de Mg 24.31 g de Mg Como hay 4.65 x 105 moles de Mg presentes mas que lo necesario para reaccionar con la cantidad de TiCl 4 que se tiene, el Mg debe ser el reactivo excedente y el TiCl 4 el limitante, como 1 mol de TiCl 4 = 1 mol de Ti, la cantidad teórica de Ti formada es masa de Ti formada. 3.54 x 104 kg de TiCl 4 x 1 mol de TiCl 4 x 1 mol de Ti x 47.88 gr de Ti = 8.93 x 103 kg Ti 189.7 g de TiCl 4 1 mol de TiCl 4

1 mol de Ti

b) Para encontrar el rendimiento porcentual se escribe % de rendimiento = rendimiento real x 100% = 7.91 x 103 kg x 100% = 86.6 %

100

Rendimiento teórico

8.93 x 103 kg

2.- La reacción de 6.8 g de H 2 S con exceso de SO 2 , según la siguiente reacción, produce 8.2gr de S ¿Cuáles el rendimiento? (Pesos Atómicos: H = 1.008, S = 32.06, O = 16.00).

En esta reacción, 2 moles de H 2 S reaccionan para dar 3 moles de S. Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6.8 g de H 2 S. (6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g Se divide la cantidad de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100. (8,2/9,6) x 100 = 85,4%

5.6 SOLUCIONES 5.6.1 Solución, soluto y solvente. Una solución es una mezcla homogénea, en la cual los componentes están uniformemente dispersos. Esto significa que una muestra tomada de una parte es igual a la de cualquier otra. Una solución puede ser gaseosa, líquida o sólida. La sustancia presente en mayor cantidad es el solvente o disolvente y la otra sustancia o sustancias reciben el nombre de solutos. El disolvente más común es el agua. Las soluciones acuosas son aquellas en que el disolvente es agua. 5.6.2 Soluciones empíricas. Una solución en la cual la sustancia disuelta está en equilibrio con la sustancia no disuelta es una solución saturada; una solución que contiene menos de la cantidad de soluto de saturación a esa temperatura es una solución insaturada. Por lo general, en un solvente pueden disolverse mayores cantidades de soluto a una temperatura mayor que la ambiental. Si la solución se deja enfriar, se obtiene una solución inestable que contiene mayor cantidad de soluto que la solución saturada, por lo tanto, se dice que es una solución sobresaturada. Las soluciones también se clasifican con base en las cantidades de soluto y solvente. Si existe una cantidad relativamente grande de soluto, por unidad de volumen, la solución es 101

concentrada. Si sólo existe una cantidad relativamente pequeña de soluto, por unidad de volumen, la solución es diluida.

5.6.3 Soluciones valoradas. En las soluciones valoradas la concentración se determina de manera cuantitativa; es decir, qué cantidad específica de soluto y de solvente hay en la solución. Las soluciones técnicas o valoradas se clasifican en: Composición porcentual (%), molares, formales, normales y molales.

Figura no. 15 Preparación de solución valorada (Molaridad)

5.6.3.1 Composición porcentual (% en peso o masa porcentual). Expresa la masa de soluto presente en una masa dada de solución. Masa porcentual= masa de soluto x 100% masa de solución Masa de solución= gramos de soluto + gramos de solvente Ejemplo. 1. Se prepara una solución mezclando 1.00 g de etanol, C 2 H 5 OH, con 100 g de agua. Calcule la masa porcentual de etanol en esta solución. Soluto= 1.00 g etanol Solvente= 100 g agua

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% en masa C 2 H 5 OH =

1.00 g C 2 H 5 OH

x 100%

100 g H 2 O + 1.00 g C 2 H 5 OH = 1.00 g x 100% = 0.99% C 2 H 5 OH 101 g 5.6.3.2 Molaridad (M) Se define como el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. PM = peso molecular o

M = moles soluto lt solución

M = masa PM lt solución

Ejemplo. 1. ¿Cuál será la molaridad de una solución que se preparó por disolución de 73g. de HCl en suficiente agua, para obtener 500 ml. de solución. M=? w HCl = 73g. V solución = 500ml. = 0.5 lt. PM HCl = 36.45 g/mol.

73 g. M=

36.45 g/mol. = 4 mol. = 4 M 0.5 lt. lt.

5.6.3.3 Normalidad (N) Se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución. N=

g de soluto (P.eq-g soluto)(lt solución)

P.eq-g ácido= PM H+ P.eq-g base= PM OH-

Ejemplo. 1. Calcula la normalidad de una solución que contiene 100 g de NaOH en 500 ml de solución. N= ? W NaOH = 100 g V solución= 500 ml= 0.5 lt

N=

100 g (40 g/eq-g)(0.5 lt)

= 5 eq-g/lt = 5 N

P.eq-g NaOH= 40 g = 40 g/eq-g 1

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Ejercicios propuestos. 1. Balancee por el método de tanteo las siguientes ecuaciones. Na 2 CO 3

+

H 3 PO 4

PCl 5

+ H2O →

NH 3

+

O2

Ba(OH) 2

→ HCl

→

+

Na 3 PO 4

NO

HCl →

+ +

+

H2O

+

CO 2

H 3 PO 4 H2O

BaCl 2

+

H2O

2. Balancee por el método de óxido-reducción las siguientes ecuaciones. HCl + MnO 2 +

KMnO 4 HCl +

→

KCl

+

KMnO 4

CuS + HNO 3 FeSO 4 H2O

+

MnCl 2

→

H 2 SO 4 MnCl 2

→

KMnO 4

+ H 2 O + Cl 2 →

H 2 SO 4

+ KHSO 4 +

+ KCl + Cl 2

Cu(NO 3 ) 2 +

MnSO 4

H2O

+

Cl 2

+ H2O

+ S + H 2 O + NO →

Fe 2 (SO 4 ) 3

+ KHSO 4

+

MnSO 4

+

3.- Balancee por el método algebraico las siguientes ecuaciones. H 2 SO 4 + NaBr + NaBrO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O + Br 2 AlCl 3 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O + Cl 2 + Al 2 (SO 4 ) 3 CuS + HNO 3

→

Cu + HNO 3

→

Cr

+

H 3 PO 4 →

Cu(NO 3 ) 2 + NO + S + H 2 O Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O + NO P 2 O 3 + CrPO 4

+

H2O

Conversiones: 1.- Una muestra de NaCl pesa 500 g. Calcula el número de moles presentes en la muestra. 2.- Si se tiene una muestra de 1.838 moles de CaSO 4 , ¿cuántos gramos pesará?

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3.- ¿Cuántos moles de átomos de cloro hay en una muestra de 15.432 x 1022 átomos de Cl? 4.- Calcula el número de moléculas que hay en 25 g de H 2 O. 5.- Se tiene una muestra de FeSO 4 de 1 kg; calcula el número de moles en la muestra. 6.- Calcula el peso de una muestra de H 2 SO 4 , si sabemos que ésta contiene 3.45 moles. 7.- ¿Cuántas moléculas existen en una muestra de 50 g de HCl? 8.- ¿Cuántos átomos de oro hay en 15 g del metal? 9.- Calcula el peso en gramos de 4.5 x 1023 átomos de carbono. 10- ¿Qué volumen ocupan 50 g de NH 3 en condiciones normales de temperatura y presión? 11- ¿Qué volumen ocupan 5 moles de cloro a TPN? 12- ¿Cuántas moléculas están contenidas en 40 lt de helio a 0°C y 1 atm de presión? 13- ¿Qué volumen a TPN ocupan 180 g de HCl? 14- Calcule el número de moléculas contenidas en 10 g de NaOH. 15- Calcule el número de moles y de gramos de 2.316 x 1023 moléculas de LiF. 16- ¿Cuántos átomos de C hay en 0.350 moles de C 6 H 12 O 6 ? 17- ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 4.20 g de NaHCO 3 ? 18- Calcule el número de átomos de cobre en un centavo. Este centavo pesa 3 g y consideraremos que es 100% cobre.

Ley de Lavoisier: 1.- Compruebe la ley de Lavoisier, para la siguiente reacción química: Fe 2 (SO 4 ) 3 + BaCl 2

BaSO 4 + FeCl 3

2.- Calcula el número de moles de Na 2 SO 4 que se producen a partir de 6 moles de NaOH de acuerdo con la reacción: NaOH + H 2 SO 4

Na 2 SO 4 + H 2 O

3.- Calcula el número de moles de ácido nítrico que se requieren para producir 4.2 moles de nitrato ferroso. HNO 3 + Fe

Fe(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O 105

4.- Si se hacen reaccionar 9.5 moles de carbonato de sodio con hidróxido de bario, ¿qué masa de hidróxido de sodio se obtendrá, de acuerdo con la siguiente reacción? Na 2 CO 3 + Ba(OH) 2

NaOH + BaCO 3

5.- Dada la ecuación: KClO 3

KCl + O 2

Calcula: a) Los moles de oxígeno que se producen por la descomposición térmica de 155 gramos de clorato de potasio. b) Los gramos de KClO 3 que reaccionaron para generar 6 moles de cloruro de potasio. 6.- ¿Qué peso de BaCl 2 se requiere para hacerlo reaccionar con 10 g de Fe 2 (SO 4 ) 3 , de acuerdo con la siguiente reacción? BaSO 4 + FeCl 3

Fe 2 (SO 4 ) 3 + BaCl 2

7.- ¿Cuántos kg de cloruro de barrio se obtienen a partir de 100 kg de ácido clorhídrico y suficiente hidróxido de bario, de acuerdo con la siguiente reacción? BaCl 2 + H 2 O

HCl + Ba(OH) 2

Reactivo limitante, reactivo en exceso y rendimiento porcentual: 1.- ¿Cuál es el peso máximo de FeCl 3 que puede producirse a partir de una mezcla de 50 g de Fe 2 (SO 4 ) 3 y 100 g de BaCl 2 ? Fe 2 (SO 4 ) 3 + BaCl 2

BaSO 4 + FeCl 3

2.- En una mezcla que contiene 100 g de hidrógeno y 100 g de oxígeno se hace saltar una chispa para formar agua, siguiendo la reacción: H 2 + O 2

H2O

¿Cuánta agua se forma? 3.- El ácido adípico, H 2 C 6 H 8 O 4 , es una materia prima para la producción de nylon. Comercialmente se fabrica por oxidación del ciclohexano, C 6 H 12 : C 6 H 12 + O 2

H2C6H8O4 + H2O

a) Suponga que se lleva a cabo esta reacción partiendo de 25.0 g de ciclohexano y que éste es el reactivo limitante, ¿cuál es el rendimiento teórico de ácido adípico? b) Si se obtienen 33.5 g de ácido adípico en la reacción, ¿cuál es el rendimiento real de ácido adípico? 4.- Un estudiante hace reaccionar benceno, C 6 H 6 , con bromo, Br 2 , con el objeto de preparar bromobenceno, C 6 H 5 Br:

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C 6 H 6 + Br 2

C 6 H 5 Br + HBr

a) ¿Cuál es el rendimiento teórico de bromobenceno en esta reacción cuando 30.0 g de benceno reaccionan con 65.0 g de Br 2 ? b) Si el rendimiento real de bromobenceno fue 56.7 g. ¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento? c) En la parte (a) ¿cuánto reactivo en exceso permanece después que el limitante se ha consumido completamente? SOLUCIONES. Composición porcentual (% en peso): 1.- Si evaporamos 80 g de una solución de cloruro de sodio (salmuera) hasta completar sequedad, quedan en el recipiente 20 g de NaCl. Calcula el porcentaje de la sal en la solución. 2.- Un jarabe se prepara disolviendo 60 g de azúcar en 100 g de agua, ¿qué porcentaje de azúcar se encuentra en dicho jarabe? 3.- ¿Qué cantidad en gramos de agua debe agregarse a 12 g de etanol para tener una solución acuosa de etanol al 3%? 4.- Calcular el número de gramos de cloruro de magnesio que serán necesarios para preparar 250 ml de una solución acuosa al 12% (la densidad de la solución es 1.1 g/ml). 5.- Calcular el número de gramos de hidróxido de sodio que deben agregarse a 1 litro de agua para preparar una solución al 15%. Molaridad: 1.- ¿Cuál será la molaridad de una solución que se preparó disolviendo en agua 49 g de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) y se aforó a 250 ml? 2.- ¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para preparar 3 litros de solución 0.2 molar de cloruro de sodio? 3.- Cuántos ml de hidróxido de amonio (NH 4 OH) son necesarios para preparar 3 lts. De solución a una concentración 5.7 Molar, tomando en cuenta que la densidad del hidróxido de amonio es de 0.9 g/ml. 4.- Qué volumen de solución se requiere para preparar una solución 3 molar, si tenemos 5 ml de ácido sulfúrico con una densidad de 1.83 g/ml. 5.- Calcular la normalidad y molaridad de una solución que contiene 85 g de Ca(OH) 2 en un volumen de solución de 450 ml.

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Normalidad: 1.- Calcula la normalidad de una solución que contiene 100 g de NaOH en 500 ml de solución. 2.- ¿Qué cantidad en gramos se requieren de Mg(OH) 2 para preparar 300 ml de una solución 1.5 N? 3.- Calcular el volumen de ácido sulfúrico concentrado que tiene una densidad de 1.98 g/ml, necesarios para preparar 500 ml de solución 3.5 Normal. 4.- Cual es la normalidad y molaridad de una solución que contiene 10 ml de ácido sulfúrico en 1500 ml de solución. La densidad del ácido es de 1.98 g/ml. 5.- Calcular los gramos de fosfato de magnesio, Mg 3 (PO 4 ) 2 , que se necesitan para preparar 2580 ml de solución 1.89 N.

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BIBLIOGRAFIA 1.- FUNDAMENTOS DE QUIMICA, RALPH BURNS, SEGUNDA EDICION. ED. PRENTICE-HALL. 2.- QUÍMICA, RAYMOND CHANG, SEXTA Y SÉPTIMA EDICION. ED. PRENTICEHALL. 3.- FUNDAMENTOS DE QUÍMICA, FRED H. REDMORE, PRIMERA EDICIÓN. ED. PRENTICE-HALL 4.- QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL, BROWN-LEMAY-BURSTEN, QUINTA EDICIÓN. ED. PRENTICE-HALL. 5.- QUÍMICA I Y II, BLADIMIR BERISTAIN BONILLA, MANUEL LANDA BARRERA, MIGUEL ANGEL DOMINGUEZ ORTÍZ, ABEL SALVADOR GRANADOS LÓPEZ, PRIMERA EDICIÓN. ED. NUEVA IMAGEN S.A DE C.V.

REFERENCIAS DE INTERNET http:/www.monografias.com http:/html.rincondelvago.com/aislantesmateriales. http://mitecnologico.com/Main/QuimicaIS zeus.dci.ubiobio.cl es.encarta.msn.com

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