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SEMANA 01
MATERIA Y ENERGÍA
LA MATERIA Y ENERGÍA
Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene masa y volumen, es susceptible a ser percibido por nuestros sentidos y es capaz de interaccionar; es decir, es medible y se encuentra en constante movimiento y transformación mediante fenómenos físicos y químicos, principalmente. La masa es la cantidad de materia que posee un cuerpo, y su valor no varía con el lugar. El peso es la fuerza con que la gravedad actúa sobre la masa de un cuerpo y va con la aceleración de la grave dad.
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Bajo la visión macroscópica, la materia parece continua, debido a que sí lo perciben nuestros sentidos, pero realmente es discontinua y está constituida por un conglomerado de partículas, como moléculas, átomos, quarks (visión nanoscópica). (1) : Medio mecánico (2) : Medio físico (3) : Medio químico (4) : Bombardeo nuclear (5) : Acelerador de partículas lineales. Según el módulo estándar de física de partículas, los quarks y los leptones son los constituyentes fundamentales de la materia.
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
La materia se puede clasificar por distintos criterios, por ejemplo, la
forma como se manifiesta, su estado físico o su composición.
De acuerdo con la forma como se manifiesta, según Albert Einstein,
podemos decir que la materia puede ser materia condensada o materia
dispersada.
La materia condensada. Es aquella que se caracteriza por tener
masa y volumen, como por ejemplo, un borrador, un lapicero, un
cuaderno, etc.
Materia dispersada. Es aquella que solo tiene energía, como la luz,
el calor, el fuego, la electricidad, el campo electromagnético, etc.
ALOTROPÍA
Ejemplos de alotropía Oxígeno: O 2 y O 3 (ozono) Fósforo: Fósforo blanco (P 4 ) y fósforo rojo (P 6 ) Azufre: Azufre rómbico, azufre monoclínico (S 2 ; S 4 ; S 6 ; S 8 ) Carbono: Grafito diamante, fullerenos, nanotubos, nanoespuma.
PROPIEDADES DE LA MATERIA Todos los materiales que nos rodean no presentan las mismas características que nos permitan reconocerlas, es por ello que las dividimos en los siguientes grupos: PROPIEDADES GENERALES. Llamadas también propiedades genéricas. Se presentan en todo cuerpo material sin importar su estado físico. Como ejemplos podemos mencionar: masa, volumen, impenetrabilidad, divisibilidad, porosidad, peso, atracción, indestructibilidad, extensión. PROP IEDADES PARTICULARES. Llamadas pro piedades específicas. Se presentan solo en algunos cuerpos. Como ejemplos podemos mencionar: brillo, color, ductibilidad, maleabilidad, olor sabor, tenacidad, combustibilidad. PROPIEDADES FÍSICAS. Son propiedades que se pueden medir u observar sin que cambié su composición o identidad de la sustancia. Ejemplos: densidad, temperatura, color, olor, volumen, peso, punto de ebullición. PROPIEDADES QUÍMICAS. Son propiedades que se pueden medir u observar solo provocando unas transformación o cambio químico en el cuerpo de estudio. Ejemplos: acidez, combustión, oxidabilidad, inflamabilidad, reactividad, putrefacción, fermentación, etc. En función de la dependencia de la cantidad de materia a analizar, las propiedades pueden ser, intensivas y extensivas.
En función
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
La materia se presenta en estados o formas de agregación a condiciones ambientales: sólido, líquido y gaseoso y plasmático; que presentan las siguientes características.
1. ESTADO SÓLIDO
En el estado sólido predomina la cohesión sobre la repulsión (FC > FR). Este se caracteriza por tener forma y volumen definidos (invariables), es el estado donde las moléculas, iones o átomos se encuentran muy próximos. Sus partículas están vi- brando en un mismo punto. Existen sólidos amorfos (sin forma) y sólidos cristalinos (con orden geométrico). En los primeros no hay un orden para sus partículas (están desordenadas) y los segundos las partículas tienen un orden geométrico muy regu- lar formando cristales. Los sólidos son incompresibles y no vo- látiles.
2. ESTADO LÍQUIDO
En el estado líquido hay un equilibrio entre las fuerzas intermoleculares de cohesión y repulsión (FC = FR). Este se caracteriza por tener volumen definido y forma variable. Los líquidos adoptan la forma de la parte del recipiente que lo con- tiene. En los líquidos sus partículas están más separadas que en los sólidos, pero más juntas que en los gases. Las partículas tienen mayor movilidad y mayor entropía (desorden) que en los sólidos. Los líquidos se caracterizan por ser mínimamente compresibles, por ser fluidos y volátiles.
3. ESTADO GASEOSO
En el estado gaseoso hay más repulsión que cohesión intermolecular (FC < FR). Este se caracteriza por tener volu- men y forma variables (no definidos). Los gases adoptan la forma del recipiente que lo contiene. En los gases sus partículas están más separadas que en los líquidos y más aún que en los sólidos, inclusive. Los gases se caracterizan por tener alta entropía, por ser compresibles y expansibles. Los gases son fluidos
4. ESTADO PLASMÁTICO
Es el cuarto estado de agregación de la materia, presenta un estado fluido similar al estado gaseo- so, totalmente ionizado, en forma de cationes y electrones libres, que se encuentran a ele- vadas temperaturas, 20 000 °K.
Ejemplo: La aurora boreal, la ionósfera, los rayos durante tormenta, las estrellas, los vientos solares, las nebulosas intergalácticas, etc
CONDENSADO DE BOSE-EINSTEIN. Es el quinto estado de la materia que se da en ciertos materiales a muy bajas temperatu- ras, y es tan frío y denso que aseguran que los átomos pueden quedar inmóviles. En el 2001, los físicos Erick Cornell, Wolfgan Ketterle y Carl Wieman fueron galardonados con el Premio Nobel de física por obtener este estado de agregación de la materia
CONDENSADO FERMIÓNICO. Es el sexto estado de agrega- ción de la materia, en el que la materia adquiere superfluidez,; se produ- ce a temperaturas muy bajas, cercanas al cero ab- soluto. A diferencia de los condensados de Bose- Einstein, los fermiones condensados se forman utilizando fermiones en lugar de bosones.
CAMBIO DE ESTADO DE LA MATERIA
SISTEMA QUÍMICO
Es una porción de cuerpo material con límites específicos y que es objeto de estudio y/o análisis con algunos fines específicos. Es la parte específica del universo que nos interesa. Para los químicos, los sistemas incluyen las sustancias que están implicadas en los cambios químicos y físicos.
1. TIPOS DE SISTEMA
A ) Abierto. Es aquel en la cual la masa y la energía pueden entrar o salir libremente del sistema. (Que permite el inter- cambio tanto de energía y masa). Ejemplo ebullición del agua de mar. B) Cerrado. La masa dentro del sistema permanece constante pero la energía puede entrar y salir al sistema (Permite el intercambio de energía, pero no de masa). Ejemplo ebulli- ción del agua en un recipiente cerrado C) Cerrado y aislado. La masa y energía dentro del sistema permanecen constantes. (Que no permite el intercambio de energía ni de masa). Ejemplo: Agua hervida (95°C) dentro de un termo por espacio de 10 minutos.
4 ) ERNEST RUTHERFORD (1911)
"Modelo semejante al sistema solar". Descubrió el núcleo del átomo utilizando rayos "a" sobre una lámina de oro. Dio a conocer una imagen distinta del átomo:
- Posee un núcleo o parte central muy pequeña.
- Además, este núcleo es muy pesado y denso.
- El núcleo es carga positiva donde se origina la fuerza que desvía las partículas alfa.
5 ) TEORÍA CUÁNTICA DE MAX PLANCK
A. ONDAS
Perturbación que transporta energía, pero que es incapaz de desplazar una masa en forma continuada. Toda onda cuando se propaga ocasiona movimiento vibratorio.
B. CLASES DE ONDA
a) Ondas longitudinales Son aquellas que al propagarse ocasio na vibracion es en la misma direcc ión de propagación de la onda. Tenemos por ejemplo las ondas sonoras. b) Ondas transversales: Son aquellas que cuando se propagan producen vibraciones en una dirección perpendicular a la dirección de propagación de la onda. Por ejemplo: Las ondas elásticas de una cuerda en vibración.
C. CARACTERÍSTICAS:
- Oscilación Completa Conocido como ciclo, viene a ser el movimiento comprendido entre dos puntos consecutivos de posición semejante.
- Período (T) Es el tiempo transcurrido durante la ejecución de un ciclo.
- Frecuencia (f) Es el número de ciclos efectuados en cada unidad de tiempo, la frecuencia es la inversa del período (T).
f =
T
c
f =
c = velocidad de la luz
Longitud de Onda ( ) Es la distancia recorrida por la onda en un tiempo igual al período (T).
Velocidad (v) Toda onda cuando se propaga en un medio homogéneo lo hace en línea recta y con velocidad constante que es igual a la longitud de onda por la frecuencia.
Amplitud (A) Altura máxima de la cresta o de la depresión (+A o – A) a partir del eje en una onda.
Número de Onda (N) Es la inversa de la longitud de onda.
N =
- Intensidad de una Onda (I) Cantidad de energía que atraviesa una unidad de área por unidad de tiempo y está relacionado con la amplitud para una determinada frecuencia, a mayor amplitud, mayor intensidad (Joules/ cm^2 .s)
6 ) EL ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
La luz que vemos con nuestros ojos (la luz visible) es un tipo de Radiación electromagnética. La radiación electromagnéti- ca trans porta energía a través del espacio y por ello se conoce también como energía radiante. Hay muchos tipos de radiación electro – magnética además de la luz visible. Todos los tipos de radiación electromagnética (R.E.M.) se mueven a través del vacío a una velocidad de 3x10^8 m/s: "La velocidad de la luz". Un corte transversal a una R.E.M. mues- tra que es periódica: el patrón de crestas y valles se repite a intervalos regulares. La distancia entre dos crestas (o dos valles) consecutivos se denomina Longitud de Onda. El nú- mero de longitudes de onda completas, o ciclos, que pasan por un punto dado en un segundo es la frecuencia de la onda. A su recíproco se le denomina periodo. De acuerdo a la teoría cuántica de Planck, la energía radian- te se transmite en paquetes discretos llamados "cuantos". La luz no es continúa. La energía de un cuanto se relaciona de la siguiente manera:
hc
E = hf =
Donde: h: constante de Planck h=6,62x10–34J.s=6,62x10–27erg.s
7 ) NIELS BOHR (1913)
"MODELO DE LOS NIVELES ENERGÉTICOS ESTACIONA-
RIOS"
Aplicando los conceptos de la mecánica cuántica éste nota- ble científico Danés, quiso determinar la distancia que existía del núcleo al electrón que giraba alrededor (para el átomo de hidrógeno monoeléctrico) y llegó a la conclusión de que esta distancia era constante lo cual lo llevó a definir los nive- les estacionarios de energía, como zonas específicas de for- ma esférica en las que el electrón puede permanecer sin ganar, ni perder energía.
A. ESPECTROS
Separación en sus componentes de longitud de onda dife- rentes que sufre una radiación de una fuente de luz al paso a través de una sustancia, un prisma o una rejilla de difracción originando diferentes colores esto se debe a que cada com- ponente (cada color) tiene distintas longitudes de onda, por ende diferente energía.
B. TIPOS DE ESPECTROS
- Espectros de emisión Resulta de la descomposición de la radiación que emite los cuerpos, pudiendo ser: continuos y de líneas o de bandas.
- Espectro de absorción El espectro de absorción en un átomo se da, debido a la transición del electrón de un nivel inferior a un nivel superior, siendo un proceso inverso del espectro de emisión.
POSTULADOS DEL MODELO DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO DE
BOHR
POSTULADO 1
El átomo de hidrógeno consiste en un núcleo que contiene un protón (y por lo tanto una carga +), y un electrón con carga (–) que se mueve alrededor del núcleo, en una órbita circular de radio "r", discreta o cuantizada Las fuerzas principales que actúan sobre el electrón son la fuerza de atracción eléctrica (Fa) y la fuerza centrípeta (Fc), que es igual a la fuerza centrífuga.
Fa = Fc
POSTULADO 2
No son permitidos todas las órbitas circulares para el electrón. Sólo se permiten las órbitas que tienen momento angular del electrón. El electrón solo podrá girar en niveles u órbitas permitidas. Solo son posibles aquellas órbitas donde se cumple que el producto de la cantidad del movimiento del electrón por la longitud de la órbita es igual a un número entero de veces de constante de Planck.
8 n
2,2x
V = (cm / s)
n
2 °
Rn = 0, 53n (A)
nh mv 2 r
POSTULADO 3 Como consecuencia de las restricciones sobre el momento angular de una órbita, fija la energía de un electrón en una órbita dada, esto es, que: "Mientras el electrón permanece en la órbita, no absorbe ni irradia energía".
n (^2)
E =
n
n 2
Kcal –3 13,6e E = mol n
n 2
–2 ,18x10–
J E n
POSTULADO 4 (emisión y absorción de energía). El electrón emite o absorbe energía solamente cuando realiza una transición electrónica de un nivel a otro. Si salta de un nivel superior a otro inferior, emite energía y salta de un nivel inferior a otro superior, gana energía que se absorbe o se emite se produce en forma de pequeños paquetitos de fotones (cuantos).
E = E a – Eb
2 2 b a
1 1 E = 13, 6eV n n
(^)
1 erg =10 – 19 J
8 ) ARNOLD SOMMERFIELD (1915)
"Modelo de los niveles y orbitas elípticas y la teoría combina- da" El efecto Zeeman no pudo ser explicado por Bohr, pero si lo hizo Sommerfield, al indicar que existen sub niveles de energía de tal manera que las orbitas no solamente, serán circulares sino también son elípticas. A ésta teoría combina- das se le denomina "BohrSommerfield".
IMPORTANTE
LOUIS DE BROGLIE. (1924)
Plantea el comportamiento dual de la materia. (onda – partícula) La materia al igual que la energía, presentan un carácter dualístico de onda – partícula.
ERWIN SCHÖDINGER (1926)
Describe el comportamiento de electrón en el átomo mediante una ecuación de onda.
WERNER HEISEMBERG (1927)
Plantea el principio de la incertidumbre. Es imposible conocer con exactitud y al mismo tiempo, la velo- cidad y posición del electrón. Si se conoce la velocidad es incier- ta su posición, si se conoce la posición es incierta su velocidad.
PAUL DIRAC (1930)
Introduce el concepto de spin para el electrón.
Todo átomo es eléctricamente neutro
Protones = # Electrones #p+ = # e–
Se denomina número atómico (Z) al valor que indica el núme- ro de protones, permite su identificación además de ordenar a los elementos en la tabla periódica. Cada elemento posee un número atómico característico que permite su identificación y define su comportamiento químico, además de ordenar a los elementos en la tabla periódica.
Z = Nº atómico = Nº de protones
Al valor que indica la suma de protones y neutrones. Se les conoce también con el nombre de nucleones fundamentales. El nombre númerodemasa se debe a que los protones y neutrones son las partículas fundamentales con mayor masa (los más pesa- dos) en un átomo.
A = Nº de masa = # protones + # neutrones
A = Z + n
Todo átomo (núclido) convencionalmente presenta el siguiente esquema:
E
A
Z
E
A
Z
o
Donde: donde: E: Símbolo del elemento químico. E: Símbolo del elemento quí- mico. Z: Número atómico. Z: Número atómico. A: Número de masa. A: Número de masa.
IÓN: Es una especie química que posee carga eléctrica positiva o negativa, se origina cuando un átomo gana o pierde electro- nes.
CATIÓN: Es el ion positivo, se forma cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones. Ejemplo:
Na
11 Na
11p
11e
12n
11p
10e
12n
ANIÓN: Es el ion negativo, se forma cuando un átomo neutro gana uno o más electrones. Es el ion negativo, se forma cuando un átomo neutro gana uno o más electrones. Ejemplo:Ejemplo:
Cl
17 Cl
17p
17e
18n
17p
18e
18n
TIPOS DE NÚCLIDOS
1. ISÓTOPOS (HÍLIDOS)
Son átomos de un mismo elemento con igual número atómico, pero diferente número de masa.
Ejemplo: Isótopos del Hidrógeno:
Elmás común
Protio
1 H
Radiactivo
Tritio
31 H
Formadordeaguapesada
Deuterio
21 H
2. ISÓBAROS
Son átomos que pertenecen a elementos diferentes, poseen igual número de masa, diferente número atómico y diferente número de neutrones.
Ca
20 Ar
3. ISÓTONOS
Son átomos que pertenecen a elementos diferentes, poseen igual número de neutrones y diferente número de masa.
B
5 C
6 neutrones 6 neutrones ESPECIES ISOELECTRÓNICAS Son aquellas especies químicas (atómicas o iónicas) que poseen igual número de electrones, presentan la misma C.E. Ejemplos:
8 O
8p
10e
11 Na
11p
10e
10 Ne
10p
10e
12 Mg
12p
10e
SEMANA 03
QUÍMICA NUCLEAR
1. RADIACTIVIDAD
Las reacciones químicas tradicionales ocurren como resultado de la interacción entre los electrones de valencia alrededor del nú cl eo del át omo. Las reaccione s nuc le ares implic an trasmutaciones de los núcleos atómicos debido a que no existe una relación ideal neutrón/protón. El descubrimiento de la ra- diactividad se debe al físico francés Henri Becquerel, al compro- bar casualmente en 1896 como quedaba impresa una placa foto- gráfica en la que se habían colocado cristales de uranio y potasio, aun sin lo intervención de la luz solar. La radiactividad supone que las sustancias llamadas radiactivas emiten espontáneamente radiaciones capaces de atravesar lo materia, impresionar placas fotográficas o producir ionización o fluorescencia. Poco des- pués del descubrimiento de Becquerel, Marie Sklodowska (Marie Curie) empezó a estudiar la radiactividad y completó en gran medida el primer trabajo sobre cambios nucleares. Curie descu- brió que la radiación era proporcional a la cantidad de elemen- tos radiactivos presentes, y propuso que la radiación era una propiedad de los átomos (al contrario a uno propiedad química de un compuesto). Marie Curie fue la primera mujer en ganar el premio Nobel y la primera persona en ganar dos (el primero, compartido con su esposo Pierre y con Becquerel por descubrir la radiactividad; y el segundo por descubrir los elementos radiactivos radio y polonio).
- LA RADIACIÓN NUCLEAR Los procesos nucleares naturales emiten tres clases de radiacio- nes principalmente:
A. PARTÍCULAS ALFA ( ). Son núcleos de helio, compues-
tos por 2 neutrones y 2 protones. Tienen carga eléctrica positiva y se desvían poco al pasar a través de un campo eléctrico o magnético, son emitidos desde el núcleo a una velocidad entre 10 000 y 30 000 km/s. Cuando un núcleo radiactivo emite una partícula alfa, su número atómico Z disminuye en 2 unidades, y su número de masa en 4 unida- des. El nuevo núcleo corresponde a otro elemento químico y el proceso se denomina transmutación
Por ejemplo: Cuando un núcleo de uranio 238 (Z=92) emite una partícula alfa, el núcleo hijo es torio-234 (Z=90).
B. PARTÍCULAS BETA ( )^. Son partículas de naturaleza se-
mejante o los electrones, emitidos desde el núcleo a veloci- dades comprendidas entre 100 000 y 200 000 km/s, que se desvían fácilmente ante un campo eléctrico o magnético. Cuando un núcleo emite una partícula b, su número atómico aumenta en 1 unidad, pero el número de masa no varía. Así, cuando Th-234 (Z=90) emite una partícula beta, resulta Pa– 234 (Z=91).
C. RAYOS GAMMA. Son fotones de gran energía. No se trata de partículas, sino de ondas electromagnéticas, como los rayos X o la luz, pero su energía es mucho mayor que esta debido a tener una longitud de onda mucho menor. Ningu- na partícula es emitida durante la emisión gamma y, por consiguiente, la radiación gamma no causa en sí misma la transmutación de los átomos. Sin embargo, la radiación gamma es emitida, generalmente, durante la desintegración alfa o beta.
3. PODER DE PENETRACIÓN DE LA RADIACIÓN
Las partículas radiactivas tienen diferente poder de penetración en la materia. Así, y tomando como referencia una plancha de aluminio, tenemos: A. PARTÍCULAS ALFA. No son capaces de atravesar la lámi- na de aluminio de 0,0005 cm de espesor. Son absorbidos por una hoja de papel o la piel del hombre, que no logran atra- vesar. B. PARTÍCULAS BETA. No son capaces de atravesar la lámi- na de aluminio de 0,005 cm de espesor. Son absorbidos por el tejido muscular. C. RAYOS GAMMA. No son capaces de atravesar la lámina de aluminio de 8 cm. de espesor. Son los más peligrosos en toda reacción nuclear.
4. LA RADIACTIVIDAD ARTIFICIAL
Uno de los experimentos que realizaron los esposos Joliot-Curie en esa época consistió en utilizar su fuente de polonio, elemento emisor de partículas alfa. Bombardearon con partículas alfa una lámina delgada de aluminio y, para determinar la interacción de estas partículas con el aluminio, midieron la forma en que varia- ba la intensidad de la radiación en el otro lado de lo hoja de aluminio. Su sorpresa fue grande cuando encontraron que aún después de interrumpir el bombardeo, la placa de aluminio se- guía emitiendo radiación; se dieron cuenta, además, de que la intensidad de lo radiación emitida por la placa de aluminio dismi- nuía siguiendo la ley del decaimiento radiactivo encontrada por Rutherford y Soddy, y que la vida media de este material radiactivo era muy corta. ¿Qué era lo que estaban observando? Los Joliot-Curie habían descubierto que la radiactividad se pue- de producir artificialmente. En realidad, en este experimento habían encontrado una pieza más del rompecabezas del pano- rama nuclear. Descubrieron que partiendo del aluminio, que tiene 13 protones y 14 neutrones, terminaron con fósforo- (15 protones y 15 neutrones). Así fue como el fenómeno miste- rioso, que Pierre y Marie Curie habían observado sin poderlo modificar, fue producido artificialmente por su hija y su yerno por medio de uno reacción nuclear en la que el núcleo de un átomo había interactuado con una partícula alfa. La Academia de Ciencias de Suecia dio el premio Nobel de Química a Frédéric e Irene Joliot-Curie por sus trabajos sobre la síntesis de elemen- tos radiactivos, siendo este el tercer premio Nobel concedido a la familia. La primera transmutación nuclear la realizó E. Rutherford, en 1919
En 1932, J. Chadwick descubrió el neutrón bombardeando nú- cleos de Berilio:
5. DIFERENCIA ENTRE FISIÓN Y FUSIÓN
Por la fisión nuclear, un núcleo pesado como el uranio 235, es dividido generalmente en dos núcleos más ligeros debido a la colisión de un neutrón (recordemos que un átomo se compone básicamente de electrones, protones y neutrones). Como el neutrón no tiene carga eléctrica, es absorbido por el núcleo del uranio. Al fisionarse este, libera más neutrones, que colisionan con otros átomos de uranio creando la conocida reacción en cadena, de gran poder radiactivo y energético. Esta reacción se produce o un ritmo muy acelerado en les bombas nucleares; pero es controlado para usos pacíficos. En la actualidad, se conocen dos núclidos fisionables: 235U y 239Pu.
Por el contrario, la fusión nuclear es una reacción en la que se unen dos núcleos ligeros para formar uno más pesado. Este proceso desprende energía porque la masa del núcleo pesado
m = - 𝓵, ....... , 0 , .......... ,+ 𝓵
m = 0, 1, 2, 3, 4 ... ℓ
3.4. Número cuántico de rotación o Spin (s) Determina el SENTIDO DE GIRO del electrón sobre su pro- pio eje. Valores que adopta:
s = ½
4. NOTACION CUANTICA DE UN SUBNIVEL
5. DISTRIBUCIÓN O CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. TIENE TRES
PRINCIPIOS:
5.1. Principio de Exclusión de Pauli: en un átomo no es posible tener 2 electrones con sus 4 números cuánticos igua- les, al menos deberán diferenciarse en su spin. 5.2. Regla de Sarrus: los electrones entran primero al nivel de menor energía. 5.3. Regla de Hund o de Máxima Multiplicidad: los electro- nes van llenando orbitales del mismo valor de energía uno tras otros antes de que ocurra el acoplamiento de electrones en el mismo orbital.
6. ENERGIA RELATIVA DE LOS SUBNIVELES
Se halla sumando n + (^) :
E R = n +
El subnivel de mayor energía relativa es aquel cuya suma
( n + ) es mayor, si tienen igual valor, tendrá mayor ener--
gía el que tenga mayor n. Si la ER de los subniveles u orbitales es igual, estos se denominan DEGENERADOS.
7. REGLA DE MOLLER (SERRUCHO)
Anomalías En el grupo VIB, el Cr (Z=24) y el Mo (Z=42) cuya distribu- ción termina en d^4 (inestable), debe pasar a d^5 (estable). En el Grupo IB, el Cu (Z=29), la Ag (Z=47) y el Au (Z=79), cuya distribución termina en d^9 (inestable), debe pasar a d^10 (estable). Elementos de transición interna (terminación f)
8. DISTRIBUCION ELECTRONICA DE ATOMOS IONIZADOS
I. PARA UN ANION
· Determine los electrones del anión · Aplique la regla de Sarrus II. PARA EL CATION · Aplica la regla de Sarrus para su respectivo átomo neutro. · Los electrones que pierden son del último nivel luego de la penúltima capa.
9. PARAMAGNETISMO Y DIAMAGNETISMO
9.1. PARAMAGNETISMO: sustancias que son atraídas por un campo magnético generado por un imán, esto se debe por la existencia de electrones desapareados. 9.2. DIAMAGNETISMO: sustancias que no son atraídas por un imán, esto se debe por la existencia de electrones apareados.
SUSCEPTIBILIDAD MAGNÉTICA O MOMENTO MAGNÉ- TICO La susceptibilidad magnética o momento magnético se usa para medir la fuerza relativa con la que es traída una sustancia paramagnética por un campo magnético externo. El valor de esta fuerza relativa está relacionado en forma directamente pro- porcional al número de electrones desapareados.
Siendo k: número de electrones desapareados En el caso de sustancias diamagnéticas: k=0 μ=0; pero para sustancias paramagnéticas k (^) 0 μ (^) 0. Por otro lado, aquella sustancia que tenga más electrones desapareados será más paramagnética.
SEMANA 05
TABLA PERIÓDICA ACTUAL
CLASIFICACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
a) Jacob Berzelius: siglo XIX (1814) Intento clasificar los elementos químicos en electro (+) y electro (-)
b) Johann Wolfgang Döbereiner: (TRIADAS) En 1829 el intentó clasificarlos de a 3, el dijo que la semisuma del número de masas de los extremos es igual al número de masa del elemento químico de centro.
c) Chancourtois: (TORNILLO O CARACOL TELURICO) Frances que en 1862 ordena en espiral de tal forma que el de arriba tenía características similares con los de abajo.
d) John Newlands: (LEY DE LAS OCTAVAS) Ordeno los elementos de 7 en 7, presentando propiedades simi- lares después de cada intervalo de 8 elementos
e) Dimitri Mendeléiev: (TABLA PERIODICA CORTA) Ordeno los elementos en forma creciente de la masa atómica y creo la ley periódica: Las propiedades de los elementos son
funciones periódicas de la masa atómica. Se baso en las propiedades químicas de los elementos, mientras Meyer se basó en las propiedades físicas. Coloco los elementos químicos, en líneas horizontales llamadas SERIES. Formo familias naturales de propiedades semejantes. Consiguió de esta manera 8 columnas verticales que denomino GRUPOS.
f) Henry Moseley: (LA TABLA PERIODICA LARGA O MODERNA) Dijo que los elementos químicos se colocan según su número atómico y variación en sus propiedades físicas y químicas. Esta tabla fue diseñada por Wegener y demostrada por Henry Moseley mediante la difracción de los rayos x, el cual ordena de forma creciente del número atómico(Z)
S= Sharp P= Principal d= difuso F= fundamental Llevan s, p, f o d porque cuando se realiza la descomposición química termina en uno de estos
LA TABLA PERIÓDICA MODERNA
Fue diseñado por el científico Werner, en base a la ley de Moseley y la distribución electrónica de los elementos.
DESCRIPCIÓN GENERAL DE LA TABLA PERIÓDICA MODERNA
TABLA PERIÓDICA ACTUAL
Fue propuesta por Johannes Rydberg; diseñado por Alfred Werner y demostrada por Henry Jeffreys Moseley en 1913. "Los elementos químicos están ordenados por el orden creciente de sus números atómicos (Z=N° p+)".
Actualmente se tienen elementos químicos del 1 (hidrógeno) al 118 (oganesn), La tabla periódica actual (TPA) está formada por 7 filas (horizontales) denominadas periodos. La tabla periódica actual (TPA) está formada por 18 columnas (verticales), separadas en las series A y B, cada una formada por 8 grupos; los que llevan la letra A se llaman grupos principales y los que llevan la letra B, grupos secundarios o subordinados.
Actualmente, cada columna (grupo) se representa con un nú mero arábigo. Ubicar un elemento químico en la TPA, implica mencionar su periodo y su grupo. El periodo señala el número de niveles que tiene el átomo del elemento. En el caso de los elementos representativos el grupo indica los electrones de valencia que existen en la capa más externa. La notación sistemática (IUPAC) considera 18 grupos o familias y los denota con números arábigos del 1 al 18, de izquierda a derecha, sin emplear las letras A o B.
Aún se suele representar los grupos principales con números romanos y la letra A (del IA al VIIIA) y los grupos secundarios o subordinados con números romanos y la letra B (del IB al VIIIB). Los grupos 8, 9 y 10 forman el grupo VIIIB y los elementos de la parte baja de la TPA pertenecen al grupo IIIB.
- ELECTRONES DE VALENCIA. Son los electrones que se ha- llan en el último nivel de energía de los átomos, estos participan activamente en los enlaces químicos. El químico estadounidense Gilbert Lewis ideó una representación de estos electrones me- diante puntos o aspas los cuales se colocan alrededor del símbo- lo de los elementos representativos (grupo A).
- NOTACIÓN DE LEWIS (SÍMBOLO DE LEWIS). Es la repre- sentación abreviada de los átomos de elementos representati- vos, considerando a sus electrones de valencia, ya que son los únicos que determinan la química del mismo. Se utiliza el símbolo del elemento para designar la parte interna del mismo (kernel), y los electrones de valencia se representan alrededor del mismo, mediante puntos o aspas.
Ejemplo: Dibuje el símbolo de Lewis para el azufre (Z=16). Desarrollamos la configuración electrónica del azufre: 16 s: 1s
(^2) 2s (^2) 2p (^6) 3s (^2) 3p (^4) (seis electrones de valencia)
- REGLA DEL OCTETO. En 1996 Walter Kassel, constató que todos los gases nobles, con excepción del helio, tenían 8 electro- nes en su última capa y sugirió que esta característica era la responsable de la estabilidad de los gases nobles. Se trata que los elementos para formar compuestos, ganando, perdiendo o com- partiendo electrones deben alcanzar configuraciones estables similares a los gases nobles, es decir, tratando de obtener 8 electrones en su último nivel de energía (octeto). Ejemplo: Para el oxígeno y magnesio.
Sin embargo, en la práctica existen casos donde no se cumple la regla del octeto como el caso del hidrógeno (H), berilio (Be) y boro (B).
OCTETO INCOMPLETO Y OCTETO EXPANDIDO Algunos átomos centrales, en algunas moléculas no cumplen con la regla del octeto; solo completan un cuarteto de electro- nes o un sexteto de electrones en su última capa. Estos casos se conocen como octeto incompleto.
En otras moléculas, los átomos centrales completan decetos y dodecetos de electrones en su capa de valencia (octeto expan- dido).
CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS
Los enlaces interatómicos pueden SER IÓNICOS, COVALENTES O METÁLICOS. Los primeros se forman, generalmente entre un metal y un no metal; los covalentes, generalmente entre no metales. Estos últimos pueden ser normales o dativos (coordinados). Los enlaces covalentes pueden ser también simples o múltiples (dobles y triples). Los simples son enlaces sigma, los dobles están formados por un enlace sigma y un enlace pi y los triples están formados por un enlace simple y dos enlaces pi. Las fuerzas intermoleculares son interacciones entre iones y moléculas o entre moléculas; se conocen como fuerzas de Van de Waals.
ENLACE IÓNICO (ELECTROVALENTE)
EL ENLACE IÓNICO. Es la fuerza de atracción electrostática que mantiene unidos a iones positivos (catión) y negativos (anión). Es aquel tipo de enlace que se produce por la transferencia de electrones en tre átomo s mu y e le ct ron egativos co n áto mos po co electronegativos; generalmente, entre un metal y un no metal, donde la diferencia de electronegatividad (EN) es elevada. Entonces estos iones se atraen electrostáticamente y se forma el compuesto iónico.
EN 1,
EN : Diferencia de electronegatividad
Ejemplo: Cloruro de sodio (NaCl).
Usando el diagrama de Lewis
Observación. No son compuestos iónicos: BeCl 2 , HF, AlCl 3 ... entre otros. Los compuestos iónicos son sólidos, tienen red cristalina (orden geométrico), poseen elevados puntos de fusión y ebullición, son estables frente a la luz y el calor, además son buenos con- ductores de la electricidad cuando están disueltos en agua o cuando están fundidos. Son duros, frágiles y anisotrópicos. Un ejemplo es el cloruro de sodio el cual está formado por cationes sodio (Na+) y aniones cloro (Cl–). Observe en la figura, estos iones se ubican en los vértices de una estructura cúbica (microcubitos). Las aristas representan el enlace iónico. Cuando la sal se disuelve en agua se rompen estos enlaces y entonces se obtiene un electrolito (buen conductor de la electricidad).
EL ENLACE COVALENTE
Es aquel tipo de enlace que se forma mediante la compartición de dos o más pares de electrones, generalmente, entre átomos que tienen una diferencia de electronegatividades bajas y son no metálicos. Generalmente, se cumple:
0 EN 1,
Las sustancias covalentes pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas; poseen bajos puntos de fusión y ebullición; son inestables frente a la luz y el calor y por lo general no conducen la corriente eléctrica. Están formadas por moléculas.
- ENLACE COVALENTE PURO O APOLAR. Es aquel tipo de enlace cuando los átomos que se enlazan tienen la misma electronegatividad y el par enlazante se comparte por igual en- tre estos átomos (equitativo). Ocurre generalmente cuando los átomos son del mismo elemento. Ejemplo:
- ENLACE COVALENTE POLAR. Es el más abundante y fre- cuente. Es la compartición no equitativa (o desigual) de los electrones enlazantes entre dos átomos. Se forma cuando los átomos presentan diferentes electronegatividades y la diferencia entre estas es baja. En este caso el par de electrones se comparte en forma desigual porque el átomo de más electronegatividad lo atrae un poco más hacia su lado Ejemplos
MOMENTO DIPOLAR EN EL ENLACE (μ) Es un parámetro que mide el grado de polaridad de un enlace. El sentido del vector indica el desplazamiento de la densidad electrónica del átomo de menor a mayor electronegatividad.
Este momento dipolar de enlace depende de la carga del elec- trón y de la longitud de enlace.
De tal forma que las unidades de CGS son q = 4,8×10–10^ uec (unidad electrostática de carga) l: longitud de enlace (en centímetros, cm) μ: momento dipolar de enlace (en debye=10–18^ uec.cm)
CLASIFICACIÓN DE ENLACES COVALENTES
- ENLACE COVALENTE SIMPLE. Tiene un solo par enlazante. Ejemplo
- ENLACE COVALENTE DOBLE. Tiene dos pares enlazantes. Ejemplo
- ENLACE COVALENTE TRIPLE: Tiene tres pares enlazantes. Ejemplo
4. ENLACES COVALENTES SIGMA( ) Y PI ( )
El traslape o superposición frontal de un orbital de un átomo con el orbital de otro átomo se denomina enlace sigma(ó).
El traslape o superposición lateral de un orbital "p" de un átomo con el orbital "p" de otro átomo se denomina enlace pi( (^) ).
En el enlace doble está formado por un enlace sigma ( ) un enlace pi ( ) y el enlace triple está formado por un enlace
[Frente a elementos electronegativos: +1, +3, +5]
- NITRÓGENO (N)
- FÓSFORO (P)
- ARSÉNICO (As)
- ANTIMONIO (Sb) CARBONOIDES [Frente a elementos electropositivos: -4] [Frente a elementos electronegativos: +4]
- CARBONO (C)
- SILICIO (Si) ** Observación: El elemento OXÍGENO (O) solo actúa con valencia (-2) y el HIDRÓGENO (H) con (+1) y (-1) (en los hidruros)
METALES ALCALINOS (+1) ALCALINOTÉRREOS (+2)
- LITIO (Li) - BERILIO (Be)
- SODIO (Na) - MAGNESIO (Mg)
- POTASIO (K) - CALCIO (Ca)
- RUBIDIO (Rb) - ESTRONCIO (Sr)
- CESIO (Cs) - BARIO (Ba)
- PLATA (Ag) (*) - ZINC (Zn) (#)
- AMONIO (NH4) () - CADMIO (Cd) (#) () no son alcalinos, pero tienen valencia + (#) no son alcalinotérreos, pero tienen valencia + TÉRREOS (+3)
- ALUMINIO (Al)
- BORO (B) VALENCIAS (+1 y +2)
- COBRE (Cu)
- MERCURIO (Hg) VALENCIAS (+1 y +3)
- ORO (Au) VALENCIAS (+2 y +3)
- HIERRO (Fe)
- COBALTO (Co)
- NÍQUEL (Ni)
- CROMO (Cr) (*)
- MANGANESO (Mn) (**) VALENCIAS (+2 y +4)
- ESTAÑO (Sn)
- PLOMO (Pb)
- PLATINO (Pt)
- PALADIO (Pd) () además, al formar ácidos actúa con la valencia + (*) además, al formar ácidos actúa con valencias +6 y +
COMBINACIONES BINARIAS
COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO
En general reciben el nombre de óxidos, pudiendo ser de dos tipos: óxidos ácidos (no metal con oxígeno) y óxidos básicos (metal con oxígeno).
1. ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHIDRIDOS
Responden a la fórmula general NM2OvNM, en la que NM es el símbolo del no metal y vNM su valencia frente al oxígeno (ele- mento electronegativo). Para nombrar a estos compuestos empleamos indistintamente tres formas de nomenclatura: la tradicional o clásica, la de Stock, y la sistemática I.U.P.A.C.: A ) NOMENCLATURA CLÁSICA O TRADICIONAL Se nombran con la palabra anhídrido seguida del nombre del no metal con la terminación OSO o ICO, según su valencia, y, en los casos en que existan tres o cuatro, a la menor la indicamos con el prefijo HIPO, además de la termi- nación OSO, y, a la mayor, en el caso de cuatro valencias, con el prefijo PER, además de la terminación ICO. Ejemplos:
- anhídrido hipocloroso Cl 2 O
- anhídrido bromoso Br 2 O 3
- anhídrido iódico I 2 O 5
- anhídrido perclórico (^) Cl 2 O 7
- anhídrido sulfúrico (^) S 2 O 6 SO 3
- anhídrido hipofosforoso P 2 O B) NOMENCLATURA DE STOCK Se nombran con la palabra óxido, la preposición de el nom- bre del no metal y, en números romanos entre paréntesis, la valencia del no metal (si hubiera más de una).
Ejemplos:
- óxido de cloro (I)
- óxido de bromo (III)
- óxido de iodo (V)
- óxido de cloro (VII)
- óxido de azufre (VI)
- óxido de fósforo (I) C) NOMENCLATURA SISTEMÁTICA (IUPAC) Se nombran con la palabra óxido completada por un prefijo que indica el número de oxígenos presentes en el compues- to; la preposición de y el nombre del no metal, con otro prefijo que indica el número de átomos de no metal existen- tes en la fórmula. Ejemplos:
- monóxido de dicloro (*)
- trióxido de dibromo
- pentóxido de diiodo
- heptóxido de dicloro
- trióxido de azufre
- monóxido de difósforo () () el prefijo "mono" se puede omitir
2. ÓXIDOS BÁSICOS
Responden a la fórmula general Me2OvMe, en la que Me es el símbolo del metal y vMe, su valencia. Para nombrar a estos óxidos se emplean los mismos sistemas de nomenclatura que para los óxidos ácidos: A ) NOMENCLATURA TRADICIONAL O CLÁSICA Se nombran con la palabra óxido seguida del nombre del metal con terminación OSO o ICO según su valencia (si solo tiene una valencia se usa la ICO). Ejemplos:
- óxido férrico Fe 2 O 3
- óxido cúprico Cu 2 O 2 CuO
- óxido niqueloso Ni 2 O 2 NiO
- óxido sódico Na 2 O
- óxido alumínico Al 2 O 3 B) NOMENCLATURA DE STOCK Se nombran con la palabra óxido, la preposición de y el nombre del metal, con la valencia en números romanos (si la valencia es única, ésta no se indica). Ejemplos:
- óxido de hierro (III)
- óxido de cobre (II)
- óxido de níquel (II)
- óxido de sodio
- óxido de aluminio C) NOMENCLATURA SISTEMÁTICA (IUPAC) Al igual que en los óxidos ácidos, se emplean prefijos, que indican el número de átomos de metal y de oxígeno, que existen en el compuesto. Ejemplos:
- trióxido de dihierro
- monóxido de cobre
- óxido de níquel
- monóxido de disodio
- trióxido de dialuminio
3. ÓXIDOS DOBLES
En la Naturaleza existen algunos óxidos, como el Fe3O4 que se denomina como mineral magnetita, en los que aparentemente el estado de oxidación del metal es anómalo, estudios realizados sobre estos compuestos han puesto de manifiesto que existen dos tipos de cationes, es decir podemos considerarlos como una combinación de dos tipos de óxidos simples, así pues el: Fe 3 O 4 = FeO. Fe 2 O 3 Para formular los óxidos dobles la I.U.P.A.C. recomienda seguir el orden alfabético tanto en lo que respecta a las fórmulas como a los nombres. Así, para indicar los oxígenos se utiliza un prefijo delante de la palabra óxido a continuación la palabra doble (esto es opcional), la preposición de y los nombres de los metales con la valencia en números romanos si el metal posee varias. Ejemplos: Fe 3 O 4 (Fe+2^ 2Fe3+ 4 O-2) tetraóxido (doble) de hierro (II) - dihierro (III) (tetraóxido de trihierro)
PEROXIDOS
Son compuestos formados por oxígeno y metal, pero el oxígeno se encuentra formando una estructura singular, denominada grupo peroxo (O2-2). Su fórmula general es Me 2 (O 2 )vMe, y se nombran con la pala- bra peróxido; la preposición de y el nombre del metal con la valencia en números romanos (si existen varias). Ejemplos:
- peróxido de hidrógeno H 2 O 2
- peróxido de sodio Na 2 O 2
- peróxido de bario (^) Ba 2 (O 2 ) 2 BaO 2
- peróxido de hierro Fe 2 (O 2 ) 3 Fe 2 O 6
COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO
1. HIDRÓGENO CON NO METAL
En estos compuestos, el hidrógeno actúa siempre con valencia +1 y los no metales, con su valencia negativa característica. Estos compuestos responden a la fórmula general HvNMNM, en la que vNM es la valencia negativa del no metal y NM, su símbolo. Para nombrar a estos compuestos vamos a considerar dos grupos: A ) EL NO METAL PERTENECE A LOS GRUPOS HALÓGENOS Y ANFÍGENOS Entonces escribimos el nombre del no metal con la termina- ción URO la preposición de y la palabra hidrógeno. Ejemplos:
- cloruro de hidrógeno (^) HCl
- bromuro de hidrógeno HBr
- sulfuro de hidrógeno H 2 S
- seleniuro de hidrógeno H 2 Se
- Las disoluciones acuosas de estos compuestos reciben, por su carácter ácido, el nombre de HIDRÁCIDOS, y se nom- bran con la palabra ácido seguida del nombre del no metal con la terminación HÍDRICO. En cuanto a su formulación, es idéntica a la de los haluros de hidrógeno.
- ácido clorhídrico
- ácido bromhídrico
- ácido sulfhídrico
- ácido selenhídrico
2. HIDRÓGENO CON METAL
En estos compuestos el hidrógeno actúa con valencia -1 y reci- ben el nombre genérico de hidruros (la terminación URO la podemos ya generalizar, diciendo que es característica de los no metales cuando actúan con su valencia negativa, es decir, como electronegativos). La fórmula general de los hidruros es MeHVMe y se nombran con la palabra hidruro, la preposición de y el nombre del metal con la valencia en números romanos, si po- see varias (Stock); o bien, con un prefijo delante de la palabra hidruro, que indique el número de hidrógenos, la preposición de y el nombre del metal (sistemática). Ejemplos:
- hidruro de calcio CaH 2
- hidruro de litio (^) LiH
- hidruro de sodio (^) NaH
- hidruro de hierro (II) FeH 2
- dihidruro de calcio CaH 2
- trihidruro de níquel NiH 3
COMBINACIONES BINARIAS DE NO METAL Y NO METAL
Responden a la fórmula general NM1vNM2NM2vNM1, en la que vNM2 es la valencia negativa del NM2 (al que nombraremos con la terminación URO) y vNM1 es la valencia positiva, que corresponda al NM1 (que siempre será el más electropositivo). Para nombrar a estos compuestos emplearemos, tanto la nomenclatura de Stock como la sistemática: A ) NOMENCLATURA DE STOCK Nombre del no metal 2 con terminación URO la preposición de y el nombre del no metal 1, con la valencia en números romanos. Ejemplos:
- cloruro de arsénico (V) AsCl 5
- bromuro de fósforo (III) PBr 3
- sulfuro de nitrógeno (I) N 2 S
B) NOMENCLATURA SISTEMÁTICA IUPAC
A los nombres del NM2 con la terminación URO y del NM1, se les anteponen prefijos, que indican el número de átomos existentes en la fórmula,según el siguiente esquema: PREFIJO-no metal 2-URO de prefijo-no metal 1 Ejemplos:
- pentacloruro de arsénico
- tribromuro de fósforo
- monosulfuro de dinitrógeno
COMBINACIONES TERNARIAS
BASES O HIDRÓXIDOS
Son compuestos formados por metal, oxígeno e hidrógeno, en los que estos dos últimos elementos se encuentran formando un grupo singular, monovalente negativo, denominado "oxihidrilo" o "hidroxilo" (OH-). Responden a la fórmula general: Me(OH)vMe y se nombran con la palabra hidróxido y el nombre del metal con la terminación OSO o ICO según la valencia (nomenclatura tradicional), o bien con la palabra hidróxido la preposición de y el nombre del metal con la valencia en números romanos (nomenclatura de Stock). Ejemplos:
- hidróxido sódico NaOH
- hidróxido cálcico Ca(OH) 2
- hidróxido férrico (^) Fe(OH) 3
- hidróxido estánnico Sn(OH) 4
- hidróxido de sodio NaOH
- hidróxido de calcio Ca(OH) 2
- hidróxido de hierro (III) (^) Fe(OH) 3
OXIÁCIDOS U OXÁCIDOS
Son compuestos formados por no metal, oxígeno e hidrógeno, que se pueden considerar a efectos de formulación como el resultado de la adición de una molécula de agua a la de un anhídrido; por lo tanto, la valencia con la que actúa el no metal es la positiva. Estos compuestos se nombran con la palabra ácido, seguida del nombre del anhídrido, del que se considera derivado; así pues, el ácido clórico deriva del anhídrido clórico y se formula de la siguiente manera:
Cl 2 O 5 + H 2 O = H 2 Cl 2 O 6 HClO 3 (ácido clórico)
Ejemplos:
- ácido hipocloroso Cl 2 O + H 2 O H 2 Cl 2 O 2 HClO
- ácido brómico Br 2 O 5 + H 2 O H 2 Br 2 O 6 HBrO 3
- ácido sulfúrico SO 3 + H 2 O H 2 SO 4
- ácido nítrico N 2 O 5 + H 2 O H 2 N 2 O 6 HNO 3 Pero existe una forma extraordinariamente rápida de formular ácidos, simplemente teniendo en cuenta el hecho de que un ácido es un compuesto eléctricamente neutro y, por tanto la suma de las cargas positivas del no metal y las del hidrógeno ha de ser la misma que la carga negativa que aporten los átomos de oxígeno presentes en la fórmula; por tanto, podemos decir: a. NO METAL de valencia IMPAR H NM O(vNM+1)/ Ejemplos:
- ácido clórico (^) HClO(5+1)/2 HClO 3
- ácido hipocloroso HClO(1+1)/2 HClO b. NO METAL de valencia PAR H 2 NM O(vNM+2)/ Ejemplos:
- ácido sulfúrico H 2 SO(6+2)/2 H 2 SO 4
- ácido carbónico H 2 CO(4+2)/2 H 2 CO 3 (De esta forma rápida, y sabiendo unas pocas normas y varia- ciones, podremos formular a la perfección todos los oxiácidos y oxisales derivadas de ellos). c. NO METAL de valencia ESPECIAL (B, P, As, Sb) H 3 NM O(vNM+3)/ Ejemplos:
- ácido bórico H3BO(3+3)/2 H 3 BO 3
- ácido fosfórico H3CO(5+3)/2 H 3 PO 4
SUSTANCIA (^) MOLECULARMASA UNA MUESTRACON MASA DE CONTIENE
O 2 32.0 32 g de O 2
6,022x10^23 moléculas de O 2 o 1 mol de O 2
H 2 O (^) 18.0 18 g de H 2 O
6,022x10^23 moléculas de H 2 O o 1 mol de H 2 O
CH 4 16.0 16 g de CH 4
6,022x10^23 moléculas de CH 4 o 1 mol de CH 4
Condiciones normales (CN) (TPN) Un sistema se encuentra en condiciones normales cuando su temperatura es cero grados celsius y su presión una atmósfera. T = 1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 76 cmHg = 1,013×105 Pa P=0 °C=273 K Volumen molar normal Un mol de cualquier gas, en condiciones normales (0 °C y 1 atm), ocupa un volumen de 22,4 litros.
En condiciones normales
1 mol O 3 =48 g O3 ^ 22,4 L
1 mol H 2 =2 g H2 ^ 22,4 L
1 mol CO = 28 g CO ^ 22,4 L
1/2 mol O 3 = 24 g O 3 ^ 11,2 L
20 mol NO 2 = 920 g NO 2 ^ 22,4 L
Relación práctica Para los cálculos sobre número de at-g (mol de átomos), número de mol-g (mol de moléculas), masas de muestra, masas atómicas, masas moleculares, número de áto-
mos, número de moléculas, volumen molar normal, etc. (cálcu- los químicos), se puede usar en forma práctica las siguientes relaciones:
Interpretación de una fórmula Una fórmula se puede interpretar de dos formas. A. Como partícula
B. Como cantidad de sustancia
COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE UN COMPUESTO
Es el porcentaje en masa de cada elemento que forma un determinado compuesto, y se determina a partir de la fórmula química de un compuesto, según:
FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR
La fórmula empírica o mínima ya no se puede simplificar. La fórmula molecular o verdadera contiene varias veces (n) a la fórmula empírica. FÓRMULA EMPÍRICA (FE) Es la fórmula más simple de un compuesto. Indica la mínima proporción de los átomos que hay en un compuesto. Se determina a partir de los datos experimentales. FÓRMULA MOLECULAR (FM) Es la fórmula real de un compuesto químico. Indica la cantidad real de los átomos de cada elemento en un compuesto. Es un múltiplo entero de la fórmula empírica. Relación entre la FE y FM:
SEMANA 09
REACCIONES QUÍMICAS
REACCIÓN QUÍMICA
Una reacción química es el proceso por el cual una o más sustancias químicas logran el rompimiento de sus enlaces químicos generando un nuevo ordenamiento de átomos, es decir, la formación de un nuevo tipo de moléculas, las nuevas sustancias formadas tienen propiedades diferentes a las iníciales. Este fenómeno se produce debido a una variación de energía (absorción o liberación) debido a la interacción de átomos o fuentes de energía extrema como calor, luz, corriente eléctrica, etc. En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción química debe estar ajustada.
EVIDENCIAS DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
Tenemos las siguientes evidencias más importantes:
- Desprendimiento de un gas (efervescencia o burbujeo).
- Liberación o absorción de calor (cambios térmicos).
- Cambios organolépticos (color, olor, sabor).
- Formación de precipitados (sólidos insolubles).
- Cambio de propiedades físicas y químicas de los reactantes.
ECUACIÓN QUÍMICA
Es la representación simbólica, esquemática o literal de una reacción química, en donde se indica el aspecto cualitativo y cuantitativo de los reactantes y productos.
Ca (s) + 2H O 2 (l) Ca(OH) 2 + H2(g)
Reactantes Productos
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
I. De acuerdo a la naturaleza de las sustancias. 1 ) Reacciones de adición, síntesis, asociación, composi- ción o combinación Reaccionan dos o más sustancias para formar una nueva sustancia. (Es exotérmica)
A + B AB Ejemplos: Síntesis de Lavoisier
H 2 O 2 H O 2 Síntesis de Haber – Bosch
N 2 H 2 NH 3
2 ) Reacción de descomposición, análisis o disociación Son aquellas que a partir de un solo reactante (compuesto) se obtiene varios productos, por lo general se necesita ener- gía (calorífica, eléctrica, luminosa, etc.) (Es endotérmica)
AB A + B Ejemplos: Reacción de Pirólisis
3 ^ 2
CaCO CaO CO Reacción de Fotólisis
2 2 ^2 2
luz H O H O O
3 ) Reacción de simple desplazamiento, sustitución sim- ple, redox. (Corrosión) Es la reacción de un elemento con un compuesto, donde el elemento desplaza a otro que se encuentra formando parte del compuesto.
A + BC AC + B Ejemplos: Zn HCl ZnCl 2 H 2
Na H O 2 NaOH H 2
Esto se fundamenta en la mayor actividad química.
Los metales más activos desplazan al: H, excepto: Cu, Ag, Au, Hg, Pt.
4 ) Reacción de doble desplazamiento (Metátesis o No Redox) Reacción donde existe un intercambio de elementos entre dos compuestos, formándose dos nuevos compuestos.
AB + CD AD + CB Ejemplos: NaOH HCl NaCl H O 2
AgNO 3 CaCl 2 AgCl Ca NO 3 2
5 ) Reagrupamiento interno o isomerización
ABC ACB
Ejemplo: (^) Butano Isobutano
I. POR EL SENTIDO DE LA REACCIÓN
1 ) Reacción irreversible Son aquellas reacciones que se efectúan en un solo sentido. Ejemplo:
NaOH HCl NaCl H O 2 2 ) Reacción reversible Son aquellas que simultáneamente se efectúa en dos sentidos opuestos. En la mayoría de los casos existe un equilibrio químico, las velocidades de reacción en ambos sentidos son iguales.
Ejemplo: H CO 2 3 CO 2 H O 2
II. POR LA VARIACIÓN DE ENERGÍA
1 ) Reacciones Endotérmicas ( H >0) Reacción donde hay una ganancia neta de calor (absor- ción), por lo tanto, la entalpía del producto es mayor respec- to a la del reactante.
A + B +calor C
Ejemplo:
CO 2 H O 2 890 KJ /mol CH 4 O 2
2 ) Reacción Exotérmica ( H<0)
Reacción en donde hay una pérdida neta de calor, por lo tanto, la entalpía del producto es menor respecto a la del reactante.
