Quimica general
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electrón”
Principio de Exclusión de Pauli:
“Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.
El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2
· CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS
NOTACIÓN ESPECTRAL: Es la representación esquemática de la distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con el modelo atómico de Bohr. Los electrones tienden a ocupar orbítales de energía mínima. La siguiente figura muestra el orden de llenado de los orbítales.
NIVEL ORBITALES ELECTRONES MÁXIMOS POR NIVEL NIVEL ORBITALES ELECTRONES MÁXIMOS POR NIVEL
EJEMPLO: La notación espectral del Calcio (Z = 20) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Conocido este orden se puede asegurar que el tercer electrón ira al orbital 2s. Por tanto, la configuración electrónica del litio es 1s2 2s.
El Berilio, con cuatro electrones, colocara el cuarto electrón en el orbital 2s puesto que este puede aceptar hasta dos electrones. La configuración electrónica del berilio resulta ser 1s2 2s2. La forma que se ha usado hasta ahora para escribir la notación electrónica es la notación convencional; también se usa el diagrama orbital o notación orbital. Cuando se escribe un diagrama orbital, se usan flechas para indicar los electrones ( ? para indicar, por ejemplo y? spín +1/2 y spín -1/2). Por ejemplo, el diagrama orbital para los cinco primeros elementos será:
NOTACIÓN CONVENCIONAL DIAGRAMA ORBITAL NOTACIÓN CONVENCIONAL DIAGRAMA ORBITAL
11H 1s 1
2222He 1s 2 22He 1s 2
33Li 1s 2 2s 1
4444Be 1s 2 2s 2 44Be 1s 2 2s 2
55B 1s 2 2s 2 2p 1
Para representar una configuración electrónica por la notación convencional se usan dos métodos (a) la configuración total : que consiste en escribir todos los orbitales . (b) la configuración parcial : en donde los niveles totalmente llenos se abrevian con la letra mayúscula apropiada. si (K) significa 1s2; (K, L) significa 1 s2 2s2 2p6 3s1. Por ejemplo , para el átomo de sodio : 11Na configuración total : 1s2 2s2 2p6 3s1; configuración parcial : ( K,L) 3s1
Otra manera alterna de escribir la configuración parcial , es escribiendo el símbolo del gas noble que le precede entre corchetes, seguido de los electrones presentes por encima del gas noble, por ejemplo, para el sodio y calcio seria :
1111Na configuración parcial [Ne] 3s1 11Na configuración parcial [Ne] 3s1
2020Ca configuración parcial [Ar] 4s2 20Ca configuración parcial [Ar] 4s2
· REGLA DE HUND
Se aplica la regla de Hund de máxima multiplicidad cuando un orbital p, d, o f es ocupado por más de un electrón. Esta regla dice que los electrones permanecen sin aparear con espines paralelos en orbitales de igual energía, hasta que cada uno de estos orbitales tiene , cuando menos un electrón. Por ejemplo, el diagrama orbital para el fósforo:
1515P [Ne] y no [Ne]
Ningún orbital p puede poseer dos electrones hasta que todos los orbitales p tengan un electrón cada uno .
PERIODICIDAD QUÍMICA
I NTRODUCCIÓN
¿ Por qué determinados elementos tienen propiedades semejantes? estas pregunta se puede contestar con la moderna teoría atómica en función de las estructuras electrónicas. Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras electrónicas semejantes en sus capas externas o niveles de valencia tienen muchas propiedades químicas en común. Esta idea que relaciona la semejanza en las estructuras con la semejanza en las propiedades es la base de la ley periódica
· CLASIFICACIONES PERIÓDICAS INICIALES
Los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las similaridades químicas y físicas de los elementos. Estos son algunos de los científicos que consolidaron la actual ley periódica:
Johann W. Dobeneiner:Johann W. Dobeneiner: Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamados triadas. Johann W. Dobeneiner: Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamados triadas.
John Newlands:John Newlands: Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos. John Newlands: Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.
Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer:Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer: Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo. Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer: Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo.
· TABLA PERIÓDICA ACTUAL
En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los números atómicos de los elementos y con estos creó una nueva organización para los elementos.
Ley periódicaLey periódica: ? " Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos " Ley periódica: ? " Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos "
lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y propiedades físicas que varían periódicamente.
· ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.
La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.
Metales: Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico. Metales: Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico.
No Metales: Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido. No Metales: Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.
Metaloides: poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales. Metaloides: poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales.
· LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo.
Elementos representativos: Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y pEstán repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel. Elementos representativos: Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.
EJEMPLOEJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35
La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto periodo. El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.
Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:
Grupo IA: Alcalinos Grupo IA: Alcalinos
Grupo IIA Alcalinotérreos Grupo IIA Alcalinotérreos
Grupo VIIA: Halógenos Grupo VIIA: Halógenos
Grupo VIIIA: Gases nobles Grupo VIIIA: Gases nobles
Elementos de transición: Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y sEstán repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s. Elementos de transición: Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s.
Si la suma es 3,4,5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB,VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente.
EJEMPLO:EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47
La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 4p6 5s2 4d4
la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2 la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2
El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el quinto periodo. El grupo se determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo I B.
Elementos de tierras raras: Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica. Elementos de tierras raras: Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica.
LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA
· COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES EN LA TABLA:
Radio atómico: Radio atómico: Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a izquierda).
El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia
Energía de ionización: Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y diminuye con el período.
Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un átomo atrae los electrones que participan en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
La materia es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en el espacio y tiene masa,
· PROPIEDADES DE LA MATERIA
Todo lo que nos rodea y que sabemos como es se le llama materia. Aquello que existe pero no sabemos como es se le llama no-materia o antimateria.
Al observar la materia nos damos cuenta que existen muchas clases de ella porque la materia tiene propiedades generales y propiedades particulares.
· Propiedades generales
Las propiedades generales son aquellas que presentan características iguales para todo tipo de materia. Dentro de las propiedades generales tenemos:
Masa = Masa = Es la cantidad de materia que posee un cuerpo.
Peso = Peso = Es la fuerza de atracción llamada gravedad que ejerce la tierra sobre la materia para llevarla hacia su centro.
Extensión = Extensión = Es la propiedad que tienen los cuerpos de ocupar un lugar determinado en el espacio.
Impenetrabilidad = Impenetrabilidad = Es la propiedad que dice que dos cuerpos no ocupan el mismo tiempo o el mismo espacio.
Inercia= Inercia= Es la propiedad que indica que todo cuerpo va a permanecer en estado de reposo o movimiento mientras no exista una fuerza externa que cambie dicho estado de reposo o movimiento.
Porosidad = Porosidad = Es la propiedad que dice que como la materia esta constituida por moléculas entre ellas hay un espacio que se llama poro.
Elasticidad = Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza esta se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza el cuerpo recupera su forma original; lógicamente sin pasar él limite de elasticidad. Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza esta se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza el cuerpo recupera su forma original; lógicamente sin pasar él limite de elasticidad. "limite de influenza " Elasticidad = Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza esta se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza el cuerpo recupera su forma original; lógicamente sin pasar él limite de elasticidad. "limite de influenza "
Divisibilidad = Divisibilidad = Esta propiedad demuestra que toda la materia se puede dividir.
· Propiedades Especificas
Todas las sustancias al formarse como materia presentan unas propiedades que las distinguen de otras y esas propiedades reciben el nombre de especificas y dichas propiedades reciben el nombre de color, olor, sabor, estado de agregación, densidad, punto de ebullición, solubilidad, etc.
El color, olor y sabor demuestra que toda la materia tiene diferentes colores, sabores u olores.
El estado de de agregación indica que la materia se puede presentar en estado sólido, liquido o gaseoso.
La densidad es la que indica que las sustancias tienen diferentes pesos y que por eso no se pueden unir fácilmente .
· CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
Materia heterogéneo Es una mezcla de sustancias en más de una fase o que son físicamente distinguibles. EJEMPLO: Materia heterogéneo Es una mezcla de sustancias en más de una fase o que son físicamente distinguibles. EJEMPLO: mezcla de agua y aceite.
Material homogéneo: Constituido por una sola sustancia o por varias que se encuentran en una sola fase EJEMPLO: Material homogéneo: Constituido por una sola sustancia o por varias que se encuentran en una sola fase EJEMPLO: mezcla de sal y agua.
Solución: Es un material homogéneo constituido por más de una sustancia. Son transparentes, estables y no producen precipitaciones. Una característica muy importante es la composición, la cual es igual en todas sus partes. Sin embargo, con los mismos componentes es posible preparar muchas otras soluciones con solo variar la proporción de aquellos EJEMPLO: Solución: Es un material homogéneo constituido por más de una sustancia. Son transparentes, estables y no producen precipitaciones. Una característica muy importante es la composición, la cual es igual en todas sus partes. Sin embargo, con los mismos componentes es posible preparar muchas otras soluciones con solo variar la proporción de aquellos EJEMPLO: las gaseosas.
Sustancia pura: Es un material homogéneo cuya composición química es invariable. EJEMPLO: Sustancia pura: Es un material homogéneo cuya composición química es invariable. EJEMPLO: alcohol (etanol)
Elemento: Sustancia conformada por una sola clase de átomos EJEMPLO: nitrógeno gaseoso (N2 Elemento: Sustancia conformada por una sola clase de átomos EJEMPLO: nitrógeno gaseoso (N2), la plata (Ag)
Compuesto: Sustancia conformada por varias clases de átomos EJEMPLO: dióxido de carbono (CO2 Compuesto: Sustancia conformada por varias clases de átomos EJEMPLO: dióxido de carbono (CO2)
· CAMBIOS DE LA MATERIA
Cambio físico: Cambio que sufre la materia en su estado, volumen o forma sin alterar su composición. EJEMPLO: Cambio físico: Cambio que sufre la materia en su estado, volumen o forma sin alterar su composición. EJEMPLO: en la fusión del hielo, el agua pasa de estado sólido a líquido, pero su composición permanece inalterada.
Cambio químico: Cambio en la naturaleza de la materia, variación en su composición EJEMPLO: en la combustión de una hoja de papel, se genera CO, CO2 y H2Cambio químico: Cambio en la naturaleza de la materia, variación en su composición EJEMPLO: en la combustión de una hoja de papel, se genera CO, CO2 y H2O a partir de celulosa, cambiando la composición de la sustancia inicial.
Cambios de estado: Cambios de estado: El estado en que se encuentre un material depende de las condiciones de presión y temperatura, modificando una de éstas variables o ambas, se puede pasar la materia de un estado a otro. Sólido, liquido, gaseoso o plasma
CAMBIOS DE ESTADO
CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES ESTADOS DE LA MATERIA
SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES
COMPRESIBILIDAD No se pueden comprimir No se pueden comprimir Sí pueden comprimirse COMPRESIBILIDAD No se pueden comprimir No se pueden comprimir Sí pueden comprimirse
VOLUMEN No se adaptan al volumen del recipiente Se adaptan al volumen del recipiente Se adaptan al volumen del recipiente VOLUMEN No se adaptan al volumen del recipiente Se adaptan al volumen del recipiente Se adaptan al volumen del recipiente
GRADOS DE LIBERTAD Vibración Vibración, rotación Vibración, rotación, traslación GRADOS DE LIBERTAD Vibración Vibración, rotación Vibración, rotación, traslación
EXPANSIBILIDAD No se expanden No se expanden Sí se expanden EXPANSIBILIDAD No se expanden No se expanden Sí se expanden
· REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS
Símbolo : es la letra o letras que se emplean para representar elementos químicos. EJEMPLO: Al (aluminio)
Molécula : se forman por enlaces químicos de dos o más átomos y siempre en proporciones definidas y constantes. Son la estructura fundamental de un compuesto.
Fórmula:
Fórmula química Fórmula empírica o mínima Fórmula molecular Fórmula estructural Fórmula estructural : Fórmula de Lewis o electrónica: Fórmula química Fórmula empírica o mínima Fórmula molecular Fórmula estructural : Fórmula de Lewis o electrónica:
Es la representación de un compuesto e indica la clase y la cantidad de átomos que forman una molécula. Está constituido por el símbolo de cada elemento presente en la sustancia, seguido por un subíndice que índica el número relativo de átomos. Informa sobre el tipo de átomos que forman la molécula y la relación mínima en la cual estos se combinan. Expresa la composición real de un compuesto, indicando el número de átomos de cada especie que forma la molécula. La fórmula molecular es un múltiplo de la empírica. Muestra el ordenamiento geométrico o posición que ocupa cada átomo dentro de la molécula. Representa la molécula incluyendo todos los electrones de valencia de los átomos constituyentes, estén o no comprometidos en enlaces.
EJEMPLO: Fe2O3 EJEMPLO: La fórmula mínima del etano (C2H6) es CH3 EJEMPLO: EJEMPLO: EJEMPLO:
· UNIDADES QUÍMICAS:
Mol: Es el número de partículas igual al número de Avogadro Mol: Es el número de partículas igual al número de Avogadro
Nùmero de Avogadro 6.023 x 10236.023 x 1023 partículas Nùmero de Avogadro 6.023 x 1023 partículas
Peso Atómico: Es el peso de una mol de átomos de un elemento. EJEMPLO: En un mol de Fe (hierro) hay 6.023 x 1023 átomos de hierro y estos pesan en total 55.8 g 1MOL = 6.023 x 1023 = peso atómico del elemento Unidades de Masa Atómica u.m.a La unidad de masa atómica uma es en realidad una unidad de peso y se define exactamente como 1/2 de la masa del átomo de 12C. Su tamaño extremadamente pequeño es cómodo para la descripción del peso de los átomos. Por ejemplo, el peso real de un átomo de hidrogeno es 1.67 x 10-24Peso Atómico: Es el peso de una mol de átomos de un elemento. EJEMPLO: En un mol de Fe (hierro) hay 6.023 x 1023 átomos de hierro y estos pesan en total 55.8 g 1MOL = 6.023 x 1023 = peso atómico del elemento Unidades de Masa Atómica u.m.a La unidad de masa atómica uma es en realidad una unidad de peso y se define exactamente como 1/2 de la masa del átomo de 12C. Su tamaño extremadamente pequeño es cómodo para la descripción del peso de los átomos. Por ejemplo, el peso real de un átomo de hidrogeno es 1.67 x 10-24 g 0 1.008 uma. Como todos los pesos atómicos se basan en el mismo patrón, todos ellos pueden utilizarse para comparar los pesos de dos átomos cualesquiera. Así , el peso atómico del azufre, 32.06 uma, indica que:
El cobre tiene un peso atómico de 63.54 uma. Por consiguiente,
en consecuencia:
Peso Molecular: Es el peso de una mol de moléculas de un compuesto. Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman la molécula. 1 MOL = 6.023 x 1023 moléculas = peso molecular (peso fórmula) EJEMPLO: En un mol de H2SO4 (ácido sulfúrico) hay 6.023 x 1023Es el peso de una mol de moléculas de un compuesto. Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman la molécula. 1 MOL = 6.023 x 1023 moléculas = peso molecular (peso fórmula) EJEMPLO: En un mol de H2SO4 (ácido sulfúrico) hay 6.023 x 1023 moléculas de ácido y estas pesan 98 g. Este resultado se obtiene teniendo en cuenta el número de átomos y sus pesos atómicos, así:: hidrógeno 2 x 1 = 2 azufre 1 x 32 = 32 oxígeno 4 x 16 = 64 Peso Molecular: Es el peso de una mol de moléculas de un compuesto. Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman la molécula. 1 MOL = 6.023 x 1023 moléculas = peso molecular (peso fórmula) EJEMPLO: En un mol de H2SO4 (ácido sulfúrico) hay 6.023 x 1023 moléculas de ácido y estas pesan 98 g. Este resultado se obtiene teniendo en cuenta el número de átomos y sus pesos atómicos, así:: hidrógeno 2 x 1 = 2 azufre 1 x 32 = 32 oxígeno 4 x 16 = 64
Relación entre mol, peso molecular y número de partículas: Relación entre mol, peso molecular y número de partículas:
·
· DETERMINACIÓN DE FORMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES
EJEMPLO: Determine laFórmula Empírica y la Fórmula Molecular de un compuesto que contiene 40.0 % de C, 6.67 % de H y 53.3 % de O y tiene un de 180.2 g/mol .
PARA DETERMINAR LA FORMULA EMPÍRICA:
Cuando los datos se expresan como porcentaje, se pueden considerar 100 gramos del compuesto para realizar los cálculos. Los pesos atómicos son:
C = 12.0, O = 16.0 y H = 1.0
El primer paso para el cálculo es determinar el número de moles de cada elemento.
# moles de C = 40/12.0 = 3.33
# moles de O = 53.3/16.0 = 3.33
# moles de H = 6.67/1.0 = 6.67
El siguiente paso consiste en dividir cada valor entre el valor más pequeño.
C = 3.33/3.33 = 1
O = 3.33/3.33 = 1
H = 6.67/3.33 = 2
Puede apreciarse que los valores obtenidos son los números enteros más pequeños y la fórmula empírica será : C1H2O1 o bien, CH2O.
PARA DETERMINAR LA FORMULA MOLECULAR:
Para obtener la Fórmula Molecular calculemos el peso de la Fórmula empírica:
C = (12.0)x(1) = 12.0
H = (1.0)x(2) = 2.0
O = (16.0)x(1) = 16.0
Suma = 30.0
Ahora se divide el Peso Molecular entre el Peso de la Fórmula Empírica
180/30 = 6
La Fórmula Molecular será igual a 6 veces la Fórmula empírica:
C6H12O6
En los casos en que una fórmula empírica dé una fracción, como por ejemplo: PO2.5
habrá que multiplicar por un número entero que nos proporcione la relación buscada, por ejemplo 2 : P2O5
EJEMPLO:
· Calcule el Peso Fórmula del BaCl2 (Cloruro de Bario). · Calcule el Peso Fórmula del BaCl2 (Cloruro de Bario).
Primero deben consultarse los Pesos Atómicos del Bario y del Cloro. Estos son:
Peso Atómico (P. A.) del Bario = 137.3 g/mol
Peso Atómico (P. A.) del Cloro = 35.5 g/mol
Peso Fórmula del BaCl2 = (1) x (P. A. del Bario) + (2) x (P. A. del Cloro)
Peso Fórmula del BaClPeso Fórmula del BaCl2 Peso Fórmula del BaCl2 = (1) x (137.3) + (2) x (35.5) = 137.3 + 71 = 208.3
EJEMPLO:
· Cuántos moles de Aluminio hay en 125 gramos de Aluminio?
Primero se consulta el Peso Atómico del Aluminio, el cual es 27 g/mol. En seguida hacemos el planteamiento:
27 gramos de Al ------ 1 Mol de Aluminio
125 gramos de Al ----- ?
Moles de Aluminio = 49.25 Moles de Aluminio
También es posible determinar al composición porcentual utilizando factores de conversión;
EJEMPLO:
· Un hidrocarburo contiene 85.63% de carbono y 14.37% de hidrogeno. Deducir su formula empírica.
La solución del problema cuando se aplica a 100 g del compuesto es como sigue :
Peso del C= 85.63 g peso del H = 14.37 g
La formula empírica es CH2. La formula molecular puede ser CH2, C2H4, C3H6, etc, puesto que cualquiera de estas formulas tienen una composición porcentual igual a la de CH2.
EJEMPLO:
· Un compuesto contiene 63.53% de hierro y 36.47 % de azufre . Deducir su formula empírica.( Para facilidad de los cálculos tómese por pesos atómicos Fe= 55.8 y S=32.1)
La fórmula empírica expresa solamente el número relativo de los átomos de cada elemento y todo lo que se dice acerca de los números relativos de los átomos de cada elemento se pude aplicar a los numero relativos de moles de átomos. Por tanto el calculo del numero relativo de moles de hierro y de azufre conducirá a la formula empírica. La solución, cuando se aplica a 100 g del compuesto, es como sigue:
La formula empírica del sulfuro es FeS
EJEMPLO:
· Deducir la fórmula empírica de un compuesto formado por 9.6 x 1023 átomos de carbono, 2.888 x 1024 átomos de hidrogeno y 4.816 x 1023 átomos de oxígeno.
La manera más conveniente de resolver el problema es conocer el número relativo de átomos ; para lograrlo, dividimos por el número menor, es decir, 4.816 x 1023
Por cada átomo de O, tenemos de 2 de C y 6 de H. Así, fórmula empírica es C2H6O
· ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FÓRMULA ESTRUCTURAL
EJEMPLO:
· Escribir la fórmula de lewis para a) Be, b) O, c) F, d) Li
Si representamos con puntos los electrones de valencia ( los que participan en el enlace químico) tenemos:
a) Dos electrones s, puesto que su configuración electrónica 1s2 2s2 a) Dos electrones s, puesto que su configuración electrónica 1s2 2s2 indica que haya dos electrones en el nivel de valencia.
b) Dos electrones s y cuatro electrones p, de acuerdo con su configuración electrónica 1s2 2s2 2p4b) Dos electrones s y cuatro electrones p, de acuerdo con su configuración electrónica 1s2 2s2 2p4; en total, 6 electrones de valencia.
c) Dos electrones s y cinco electrones p ( configuración electrónica 1s2 2s2 2p4c) Dos electrones s y cinco electrones p ( configuración electrónica 1s2 2s2 2p4)
d) Un electrón s ( configuración electrónica 1s2 2s1). Un electrón s ( configuración electrónica 1s2 2s1). d) Un electrón s ( configuración electrónica 1s2 2s1).
EJEMPLO:
· De acuerdo con la regla del octeto , escribir las formulas electrónicas y estructurales de a) HF, b) CH4 , c) H2S.
Se acostumbra usar una línea para representar un par compartido de electrones entre dos átomos.Se acostumbra usar una línea para representar un par compartido de electrones entre dos átomos.
( fórmula electrónica o de Lewis) ( fórmula estructural)
a) a)
b) b)
c) c)
ENERGÍA
La Energía es la capacidad para realizar un trabajo. Se presenta en diferentes formas: potencial, cinética, eléctrica, calórica, lumínica, nuclear y química.
· EQUIVALENCIAS DE LAS UNIDADES DE ENERGÍA
1 caloría = 4.184 joules = 4.184 J
1 kilocaloría = 1000 calorías = 1kcal
1 joule = 1 newton x 1 metro
(unidad de fuerza) (unidad de longitud)
1 newton = 1 kilogramo x 1 metro x ( 1 segundo) -2
1 joule = 1 kilogramo x 1 metro 2 x ( 1 segundo) -2 1 joule = 1 kilogramo x 1 metro 2 x ( 1 segundo) -2
1 J = 1 kg m2 s-2
Caloría Caloría = Caloría = Es la cantidad de calor necesaria para elevar en 1º C un gramo de agua.
Calor = Es una forma de energía que fluye entre cuerpos debido a una diferencia de temperatura. El calor fluye de un cuerpo caliente a uno frío, hasta que los dos alcanzan igual temperatura.
Calor específicoCalor específico = Calor específico = Es la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de un gramo de una sustancia en un grado centígrado. Ejemplo: Cp del oro: 0.129 J/ g ºC, lo cual indica que son necesarios 0.129 J para elevar en 1°C la temperatura de 1 g de oro.
TemperaturaTemperatura = Temperatura = Es la medida de la cantidad de calor que tiene un cuerpo. La escala Celsius al igual que las escalas Fahrenheit y la escala Kelvin o absoluta sirven para determinar la temperatura de un cuerpo. Guardan la siguiente relación
°C = 5/9 (°F - 32 )
°K = °C + 273
°F = 9/5 °C + 32
comparación de los termómetros en las escalas Kelvin, Celsius y Fahrenheit comparación de los termómetros en las escalas Kelvin, Celsius y Fahrenheit
Punto de ebullición del agua Punto de congelación del agua Cero absoluto de Temperatura 373 K 273 K 0 K 100°C 0°C -273°C 100° = 180°F 212°F 32°F -460°F
Kelvin (escala absoluta) Celsius (centígrado) Fahrenheit
· LEYES DE CONSERVACIÓN DE LA MASA Y LA ENERGÍA
PRIMERA:PRIMERA: (Ley de Lavoisier)(Ley de Lavoisier) En una reacción química ordinaria la masa de todos los productos es igual a la masa de las sustancias reaccionantes PRIMERA: (Ley de Lavoisier) En una reacción química ordinaria la masa de todos los productos es igual a la masa de las sustancias reaccionantes
SEGUNDA :SEGUNDA : (ley de la Termodinámica )(ley de la Termodinámica ) La energía no se crea ni se destruye , solo se transforma. SEGUNDA : (ley de la Termodinámica ) La energía no se crea ni se destruye , solo se transforma.
TERCERA : (( Ley de Einstein ) La materia y al energía pueden transformarse mutuamente , pero la suma total de la materia y la energía del universo es constante. TERCERA : ( Ley de Einstein ) La materia y al energía pueden transformarse mutuamente , pero la suma total de la materia y la energía del universo es constante.
ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS
Para efectos de nomenclatura y estudio de las propiedades químicas una clasificación muy importante de los elementos es en metálicos y no metálicos. Se puede determinar aproximadamente si un elemento es metal o no metal por su posición en la tabla periódica , Los metales se encuentran a la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los no metales en el extremo a la derecha .
Cuando se comparan dos elementos, el mas metálico es el que se encuentra mas hacia la izquierda o mas hacia la parte inferior de la tabla periódica .
Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que permiten predecir las fórmulas de un gran número de compuestos.
REGLAS:
1. El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre por ejemplo;Cl2 es cero.
2. El número de oxidación para oxigeno es -2 ( en los peróxidos es de -1)
3. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula determinada es igual a cero; cuando se trata de un ion poliatómico es una partícula cargada que contiene más de un átomo , por ejemplo, el nitrógeno es +5.
4. el numero de oxidación para el hidrogeno es +1 ( en los hidruros es de - 1)
5. Para los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga de un ión. (Así, para Mg +2 , el numero de oxidación es +2)
CATIONES Y ANIONES
CATIONES ( iones positivos )
Cuando un elemento muestra una simple forma cationica, el nombre del cation es el mismo nombre del elemento.
Ejemplos:
Na+ ion sodio
Ca+2, ion calcio
Al+3, ion aluminio
Cuando un elemento puede formar dos cationes relativamente comunes (con dos estados de oxidación respectivamente diferentes),cada ion debe nombrarse de tal manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, el sistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional
El SISTEMA ESTABLECIDO POR LA IUPAC; consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo:
Cu +1 es cobre (I) y Cu +2 es cobre ( II)
EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así;
a Cu +1 se le denomina ion cuproso y a Cu +2 ion cúprico ( II)
ANIONES (iones negativos)
Los iones negativos se derivan de los no metales. La nomenclatura de los aniones sigue el mismo esquema de los ácidos , pero cambian las terminaciones como sigue;
Terminación del ácido Terminación del anión Terminación del ácido Terminación del anión
hídrico uro
ico ato
oso ito
FUNCIONES QUÍMICAS
ÓXIDOS
Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O2= siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O2 y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno .
ÓXIDOS BÁSICOS ( Combinación del oxígeno con elementos metálicos)
Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido de nombre del metal
EJEMPLO:EJEMPLO:
Li2O = óxido de litio CaO = óxido de calcio
Cuando un metal presenta dos números de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de oxidación) e ico ( para el de mayor numero de oxidación)
EJEMPLO: EJEMPLO:
CoO = óxido cobaltoso Co2O3 = óxido cobaltico
Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en español:
EJEMPLO: EJEMPLO:
Co2O = óxido de cobalto ( II) Co2O3 = óxido de cobalto ( III)
ÓXIDOS ÁCIDOS ( Combinación del oxigeno con elementos no metálicos)
Las combinaciones del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos
EJEMPLO: EJEMPLO:
SiO2 = dióxido de silicio
SeOSeO2 SeO2 = dióxido de selenio
Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo oxácido)
EJEMPLO: EJEMPLO:
CO2 + H2O ? H2CO3 ácido carbónico
oxido ácido oxácido
Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra, etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la molécula
EJEMPLOS:EJEMPLOS:
TeO2 = dióxido de telurio TeO3 = trióxido de telurio
As2O3 = trióxido de diarsenico As2O5 = pentaóxido de diarsenico
2Cl2 + O2 ? Cl2O = monóxido de dicloro
oxido ácido
Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se usa la terminación oso para el oxido que tiene el elemento de menor valencia y la terminación ico para el de menor valencia:
EJEMPLO:EJEMPLO:
TeO2 = oxido teluroso TeO3 = oxido telúrico
Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero de oxidación o valencia se indica con números romanos entre paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y per combinados con los sufijos oso e ico.
EJEMPLO:EJEMPLO:
2N2 + 3O2 ? 2N2O3 = óxido de nitrógeno (III)
oxido ácido
2Cl2 + O2 ? 2Cl2O = óxido hipocloroso
oxido ácido
2Cl2 + 7O2 ? 2Cl2O7 = óxido perclórico
oxido ácido
BASES O HIDRÓXIDOS
Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua
EJEMPLO:EJEMPLO:
Na2O + H2O ? 2NaOH = hidróxido de sodio
Al2OAl2O3 + 3H2O ? 2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O ? 2Al(OH)3 = hidróxido de aluminio
Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal.
Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia
EJEMPLO:EJEMPLO:
Ni(OH)2 = hidróxido niqueloso Ni (OH)3 = hidróxido niquelico
ÁCIDOS
Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;
(a) HIDRÁCIDOS
Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
EJEMPLOS:EJEMPLOS:
H2S ácido sulfhídrico
HI ácido yodhídrico
HBr ácido bromhídrico
HF ácido fluorhídrico
HCl ácido clorhídrico
RECUERDE QUE ; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido
EJEMPLO:EJEMPLO:
HCl(g) + H2O(l) ? HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno ácido clorhídrico
(b) OXÁCIDOS
Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal.
EJEMPLO:EJEMPLO:
PO3 + H2O ? H3PO3 = ácido fosforoso
POPO4 + H2O ? H3PO4 PO4 + H2O ? H3PO4 = ácido fosfórico
Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es:
( HO)mXOn
donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X
SALES
Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :
BASE + ÁCIDO ? SAL + AGUA
EJEMPLO; EJEMPLO;
Na OH + H Cl ? NaCl + H2O
Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na+, de la base y el ion negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no metálico, Cl-.
También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales básicas.
· SALES NEUTRAS
Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+) por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ;
NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL
__________________hídrico __________________uro
hipo_______________oso hipo________________ito
__________________ oso ___________________ito
__________________ ico ___________________ato
per________________ico per________________ ato
se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo
FeCl2 = cloruro ferroso FeCl3 = cloruro férrico
Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así;
Ejemplo:Ejemplo:
FeCl2 = cloruro de hierro ( II) FeCl3 = cloruro de hierro (III)
Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo;
Ejemplo: Ejemplo:
LiI = Yoduro de Litio
· SALES HALOIDEAS O HALUROS
Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal.
EJEMPLO; EJEMPLO;
Cu(OH) + HCl ? CuCl + H2O
ácido clorhídrico cloruro cuproso ácido clorhídrico cloruro cuproso
2Fe(OH)3 + H2S ? Fe2S 3 + 6H2O
ácido sulfhídrico sulfuro férrico ácido sulfhídrico sulfuro férrico
Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc, antecediendo el nombre del elemento, por ejemplo;
PS3 = trisulfuro de fósforo PS5 = pentasulfuro de fósforo
· OXISALES
Se forman por la combinación de un oxácido con una base. En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal se le coloca como subíndice la valencia del radical (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del numero de hidrógenos del ácido. Las oxisales se nombran cambiando la terminación oso del ácido porito e ico por ato
Ejemplo;Ejemplo;
KOH + HClO ? KClO + H2O
ácido hipocloroso hipoclorito de sodio ácido hipocloroso hipoclorito de sodio
Al(OH)3 + HNO3 ? Al(NO3)3 + H2O
ácido nítrico nitrato de aluminio ácido nítrico nitrato de aluminio
· SALES ÁCIDAS
Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por el metal. en la formula se escribe primero el metal, luego el hidrogeno y después el radical.
EJEMPLO: EJEMPLO:
NaOH + H2CO3 ? NaHCO3 + H2O
ácido carbónico carbonato ácido de sodio ( Bicarbonato de sodio) ácido carbónico carbonato ácido de sodio ( Bicarbonato de sodio)
· SALES BÁSICAS
Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el radical.
EJEMPLO:
CuOHNO3 = nitrato básico de cobre (II)
Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metal
EJEMPLO: EJEMPLO:
Cu(OH)2 + HNO3 ? CuOHNO3 + H2O
ácido nitrico nitrato básico de cobre (II) ácido nitrico nitrato básico de cobre (II)
· SALES DOBLES
Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de un metal. en la formula se escribe los dos metales en orden de electropositividad y luego el radical. Se da el nombre del radical seguido de los nombres de los metales respectivos.
EJEMPLO: EJEMPLO:
Al(OH)3 + KOH + H2SO4 ? KAl(SO4) + H2O
ácido sulfurico sulfato de aluminio y potasio ( alumbre) ácido sulfurico sulfato de aluminio y potasio ( alumbre)
PERÓXIDOS
En el agua ordinaria, H2O, el oxigeno tiene un numero de oxidación de -2. en el agua oxigenada , H2O2, el número de oxidación del oxigeno es -1. el ion O2= se llama ion peroxido. Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada por elementos metálicos.
Se nombran con la palabra peróxido seguida del correspondiente metal.
EJEMPLO: EJEMPLO:
Na2O2 = peróxido de sodio Ba2O2 = peróxido de bario
HIDRUROS
La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno constituye un hidruro. el hidrogeno es siempre monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de oxidación de -1 ( en los demás casos aparece como +1).
Para saber la valencia que tiene un elemento cualquiera, al combinarse con el hidrogeno para formar el correspondiente hidruro, basta con observar la tabla periódica y tener en cuenta las siguientes reglas;
1. Los elementos de las tres primeras columnas, presentan con el Hidrogeno la valencia que indica el numero de la columna; así: primera columna= monovalentes, segunda columna= divalentes, tercera columna= trivalentes.
2. Para saber la valencia con el hidrogeno de los elementos de las columnas IV a VIII, se resta de 8 el numero característico de la columna que ocupa el elemento, Así, los elementos de la columna V serán trivalentes porque 8-5 = 3
En cuanto a la nomenclatura, los hidruros formados por los metales reciben el nombre ; Hidruro de ... ( nombre del elemento combinado por el H). Los hidruros de los no metales reciben nombres especiales
EJEMPLO: EJEMPLO:
NaH = hidruro de sodio
NH3 = amoniaco
CoHCoH3 CoH3 = hidruro de cobalto
PH3 = fosfina
· REGLA DEL OCTETO
Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, esta configuración les proporciona gran estabilidad.
IONES: átomos o conjunto de átomos que poseen carga eléctrica.
Catión: ion con carga positiva. Ejemplo: Ca+2 ion calcio, NH4+ ion amonio
Anión: ion con carga negativa. Ejemplo: Br- ion bromuro, ClO2- ion clorito
EJEMPLOS: EJEMPLOS:
El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente su electrón 3s
Na0 ? Na+ + 1e-
1s2 2s2 2p6 3s1s2 2s2 2p6 3s1 ? 1s2 2s2 2p6 + 1e- 1s2 2s2 2p6 3s1 ? 1s2 2s2 2p6 + 1e-
átomo de sodio ion de sodio
La estructura electrónica del ion sodio resultante es exactamente igual a la del gas noble neón. este ion es una especie muy estable.
Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de valencia y alcanzar la configuración estable de 8 electrones. El cloro es un ejemplo:
Cl0 ? 1e- + Cl-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ? + 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ? + 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
átomo de cloro ion cloruro
· TIPOS DE ENLACES
ENLACE IÓNICO: Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A. EJEMPLO: ENLACE IÓNICO: Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A. EJEMPLO:
ENLACE COVALENTE Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña. EJEMPLO:EJEMPLO: ENLACE COVALENTE Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña. EJEMPLO:
Enlace covalente apolar: Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace. EJEMPLO:EJEMPLO: Enlace covalente apolar: Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace. EJEMPLO:
Enlace covalente polar: Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales EJEMPLO:EJEMPLO: Enlace covalente polar: Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales EJEMPLO:
Enlace covalente coordinado: Se establece por compartición de electrones entre dos átomos pero un átomo aporta el par de electrones compartidos. EJEMPLO:EJEMPLO: Enlace covalente coordinado: Se establece por compartición de electrones entre dos átomos pero un átomo aporta el par de electrones compartidos. EJEMPLO:
ENLACE METÁLICO L os electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia. ENLACE METÁLICO L os electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia.
Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace puede predecirse el tipo de enlace que se formará:
Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2. = se formará un enlace iónico
Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0.5 y menor a 2.0. = el enlace formado será covalente polar Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0.5 y menor a 2.0. = el enlace formado será covalente polar
Si la diferencia de electronegatividades es menor a 0.5 = el enlace será covalente puro (o no polar).
EJEMPLOS:
· Qué tipo de enlace se formará entre H y O?
Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una Electronegatividad de 2.2 y el Oxígeno 3.44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será:
3.44 - 2.2 = 1.24
1.24 es menor que 2.0 y mayor que 0.5.
Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar.
· Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a las moléculas de: (a) BeCl2, (b) BCl3.
Como la regla del octeto se basa en el hecho de que todos los gases raros tienen una estructura de ocho electrones, basta con ver si el átomo central completa ocho electrones en la capa de valencia.
(a) Los electrones de valencia asociados con Be (2s2(a) Los electrones de valencia asociados con Be (2s2) son: y con Cl (3s2 3p5) son: la estructura de lewis será:(a) Los electrones de valencia asociados con Be (2s2) son: y con Cl (3s2 3p5) son: la estructura de lewis será:
El berilio está rodeado únicamente de cuatro electrones, luego es una excepción a la regla del octeto.
(b) Los electrones de valencia asociados con B (2s2 2p1(b) Los electrones de valencia asociados con B (2s2 2p1) son: y con Cl (3s2 3p5) son: y con Cl (3s2 3p5) son: la estructura electrónica o de Lewis será (b) Los electrones de valencia asociados con B (2s2 2p1) son: y con Cl (3s2 3p5) son: la estructura electrónica o de Lewis será
El boro esta rodeado únicamente de seis electrones, luego no cumple la regla del octeto
· Explicar la formación del enlace covalente en la molécula de cloruro de hidrogeno gaseoso, HCl.
Usamos los diagramas de Lewis para representar los electrones de valencia:
El átomo de cloro completa el octeto compartiendo el electrón del átomo de H; así, el cloro alcanza la configuración del gas noble y el hidrogeno alcanza la configuración del gas noble
INTRODUCCIÓN
Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.
La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.
Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan :
1. 1. Su composición química es variable.
2. 2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.
3. 3. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.
· PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES
SOLUCIÓN DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS SOLUCIÓN DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS
Gaseosa Gas Gas Aire
Liquida Liquido Liquido Alcohol en agua
Liquida Liquido Gas O2 en H2O
Liquida Liquido Sólido NaCl en H2O Liquida Liquido Sólido NaCl en H2O
· SOLUBILIDAD
La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.
Factores que afectan la solubilidad:
Los factores que afectan la solubilidad son:
a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).
b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución
c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.
d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional
· MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES
La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:
a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.
b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.
Xsto + Xste = 1
e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.
EJEMPLO:
* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1M?* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1M?
Previamente sabemos que:
El peso molecular de AgNO3 es: 170 g = masa de 1 mol AgNO3 y que
100 de H20 cm100 de H20 cm3 equivalen a 100 ml. H20 100 de H20 cm3 equivalen a 100 ml. H20
Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1M hay 1 mol de AgNO3 por cada Litro (1000 ml ) de H2O (solvente) es decir:
Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:
Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 M
f) Molalidad (m): Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5 g de ácido clorhídrico, HCl , y 1000 g de agua es una solución 1 molal (1 m)
EJEMPLO:
* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1m?* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1m?
Previamente sabemos que:
El peso molecular de AgNO3 es:170 g= masa de 1 mol AgNO3 y que
100 de H20 cm100 de H20 cm3 equivalen a 100 gr. H20 100 de H20 cm3 equivalen a 100 gr. H20
Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1m hay 1 mol de AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir:
Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:
Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 m, observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la molaridad y la molalidad del AgNO3 es la misma
g) Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución.
EJEMPLO:
* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1N?* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1N?
Previamente sabemos que:
El peso molecular de AgNO3 es:170 g= masa de 1 mol AgNO3 y que
100 de H20 cm100 de H20 cm3 equivalen a 100 gr. H20 100 de H20 cm3 equivalen a 100 gr. H20
Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1N hay 1 mol de AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir:
Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:
El peso equivalente de un compuesto se calcula dividiendo el peso molecular del compuesto por su carga total positiva o negativa.
h) Formalidad (F): Es el cociente entre el número de pesos fórmula gramo (pfg) de soluto que hay por cada litro de solución. Peso fórmula gramo es sinónimo de peso molecular. La molaridad (M) y la formalidad (F) de una solución son numéricamente iguales, pero la unidad formalidad suele preferirse cuando el soluto no tiene un peso molecular definido, ejemplo: en los sólidos iónicos.
· SOLUCIONES DE ELECTROLITOS
Electrolitos:
Son sustancias que confieren a una solución la capacidad de conducir la corriente eléctrica. Las sustancias buenas conductoras de la electricidad se llaman electrolitos fuertes y las que conducen la electricidad en mínima cantidad son electrolitos débiles.
Electrolisis:
Son las transformaciones químicas que producen la corriente eléctrica a su paso por las soluciones de electrolitos.
Al pasar la corriente eléctrica, las sales, los ácidos y las bases se ionizan.
EJEMPLOS:EJEMPLOS:
NaCl ? Na+ + Cl-
CaSOCaSO4 ? Ca+2 + SO4- 2 CaSO4 ? Ca+2 + SO4- 2
HCl ? H+ + Cl-
AgNOAgNO3 ? Ag+ + NO3- AgNO3 ? Ag+ + NO3-
NaOH ? Na+ + OH-
Los iones positivos van al polo negativo o cátodo y los negativos al polo positivo o ánodo.
· PRODUCTO IÓNICO DEL H2O
El H2El H2O es un electrolito débil. Se disocia así:
H2O H + + OH-
La constante de equilibrio para la disociación del H2La constante de equilibrio para la disociación del H2O es :
El símbolo [ ] indica la concentración molar
Keq [ H2O ] = [ H + ] + [ OH-].
La concentración del agua sin disociar es elevada y se puede considerar constante.
· Valor del producto iónico del H2O( 10-14 moles/litro).
En el agua pura el número de iones H+ y OH- es igual. Experimentalmente se ha demostrado que un litro de agua contiene una diez millonésima del numero H+ e igual de OH-; esto se expresa como 10-7 por tanto, la concentración molar de H+ se expresa asi
[ H + ]= 10-7 moles/litro y [ OH-] = 10-7; entonces; [ H2O ] = 10-7 moles / litro [ H2O ] = 10-14 moles/litro.
Si se conoce la concentración de uno de los iones del H2O se puede calcular la del otro.
EJEMPLO:
· Si se agrega un ácido al agua hasta que la concentración del H+ sea de 1 x 104 moles / litro, podemos determinar la concentración de los iones OH-; la presencia del ácido no modifica el producto iónico de H2O:· Si se agrega un ácido al agua hasta que la concentración del H+ sea de 1 x 104 moles / litro, podemos determinar la concentración de los iones OH-; la presencia del ácido no modifica el producto iónico de H2O:
[ H2O ] = [ H + ] [ OH-] = 10-14 de donde
Si se añade una base (NaOH) al H2O hasta que la concentración de iones OH- sea 0.00001 moles/ litro ( 1 X 10-5); se puede calcular la concentración de iones H+Si se añade una base (NaOH) al H2O hasta que la concentración de iones OH- sea 0.00001 moles/ litro ( 1 X 10-5); se puede calcular la concentración de iones H+.
[ H2O ] = [ H + ] [ OH-] = 10-14 de donde;
[ H + ]10-5 = 10-14; entonces;
· POTENCIAL DE HIDROGENACIÓN O pH
El pH de una solución acuosa es igual al logaritmo negativo de la concentración de iones H+ expresado en moles por litro
Escala de pH;Escala de pH;
El pOH es igual al logaritmo negativo de la concentración molar de iones OH. Calcular el pH del agua pura
Log 1.0 x 107 Log 1.0 + log 107 = 0 + 7 = 7
el pH del agua es 7
EJEMPLO:
· Cuál es el pH de una solución de 0.0020 M de HCl?
Log 5 + log 102 = 0.7 + 2 = 2.7
Respuesta: el pH de la solución es de 2.7
· INDICADORES
Son sustancias que pueden utilizarse en formas de solución o impregnadas en papeles especiales y que cambian de color según el grado del pH
INDICADOR MEDIO ÁCIDO MEDIO BÁSICO INDICADOR MEDIO ÁCIDO MEDIO BÁSICO
Fenoftaleina incoloro rojo
Tornasol rojo azul
Rojo congo azul rojo
Alizarina amarillo rojo naranja
COLOIDES
los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y las mezclas propiamente dichas; sus partículas son de tamaño mayor que el de las soluciones ( 10 a 10.000 Aº se llaman micelas).
Los componentes de un coloide se denominan fase dispersa y medio dispersante. Según la afinidad de los coloides por la fase dispersante se clasifican en liófilos si tienen afinidad y liófobos si no hay afinidad entre la sustancia y el medio.
Clase de coloides según el estado físico
NOMBRE EJEMPLOS FASE DISPERSA MEDIO DISPERSANTE NOMBRE EJEMPLOS FASE DISPERSA MEDIO DISPERSANTE
Aerosol sólido Polvo en el aire Sólido Gas
Geles Gelatinas, tinta, clara de huevo Sólido Liquido
Aerosol liquido Niebla Liquido Gas
Emulsión leche, mayonesa Liquido Liquido
Emulsión sólida Pinturas, queso Liquido Sólido
Espuma Nubes, esquemas Gas Liquido
Espuma sólida Piedra pómez Gas Sólido
· PROPIEDADES DE LOS COLOIDES
Las propiedades de los coloides son :
· Movimiento browniano: Se observa en un coloide al ultramicroscopio, y se caracteriza por un movimiento de partículas rápido, caótico y continuo; esto se debe al choque de las partículas dispersas con las del medio.
· Efecto de Tyndall Es una propiedad óptica de los coloides y consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de un coloide. Esto no ocurre en otras sustancias.
· Adsorción : Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamaño pequeño de las partículas y a la superficie grande. EJEMPLO: el carbón activado tiene gran adsorción, por tanto, se usa en los extractores de olores; esta propiedad se usa también en cromatografía.
· Carga eléctrica : Las partículas presentan cargas eléctricas positivas o negativas. Si se trasladan al mismo tiempo hacia el polo positivo se denomina anaforesis; si ocurre el movimiento hacia el polo negativo, cataforesis.
Principio de Exclusión de Pauli:
“Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.
El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2
· CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS
NOTACIÓN ESPECTRAL: Es la representación esquemática de la distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con el modelo atómico de Bohr. Los electrones tienden a ocupar orbítales de energía mínima. La siguiente figura muestra el orden de llenado de los orbítales.
NIVEL ORBITALES ELECTRONES MÁXIMOS POR NIVEL NIVEL ORBITALES ELECTRONES MÁXIMOS POR NIVEL
EJEMPLO: La notación espectral del Calcio (Z = 20) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Conocido este orden se puede asegurar que el tercer electrón ira al orbital 2s. Por tanto, la configuración electrónica del litio es 1s2 2s.
El Berilio, con cuatro electrones, colocara el cuarto electrón en el orbital 2s puesto que este puede aceptar hasta dos electrones. La configuración electrónica del berilio resulta ser 1s2 2s2. La forma que se ha usado hasta ahora para escribir la notación electrónica es la notación convencional; también se usa el diagrama orbital o notación orbital. Cuando se escribe un diagrama orbital, se usan flechas para indicar los electrones ( ? para indicar, por ejemplo y? spín +1/2 y spín -1/2). Por ejemplo, el diagrama orbital para los cinco primeros elementos será:
NOTACIÓN CONVENCIONAL DIAGRAMA ORBITAL NOTACIÓN CONVENCIONAL DIAGRAMA ORBITAL
11H 1s 1
2222He 1s 2 22He 1s 2
33Li 1s 2 2s 1
4444Be 1s 2 2s 2 44Be 1s 2 2s 2
55B 1s 2 2s 2 2p 1
Para representar una configuración electrónica por la notación convencional se usan dos métodos (a) la configuración total : que consiste en escribir todos los orbitales . (b) la configuración parcial : en donde los niveles totalmente llenos se abrevian con la letra mayúscula apropiada. si (K) significa 1s2; (K, L) significa 1 s2 2s2 2p6 3s1. Por ejemplo , para el átomo de sodio : 11Na configuración total : 1s2 2s2 2p6 3s1; configuración parcial : ( K,L) 3s1
Otra manera alterna de escribir la configuración parcial , es escribiendo el símbolo del gas noble que le precede entre corchetes, seguido de los electrones presentes por encima del gas noble, por ejemplo, para el sodio y calcio seria :
1111Na configuración parcial [Ne] 3s1 11Na configuración parcial [Ne] 3s1
2020Ca configuración parcial [Ar] 4s2 20Ca configuración parcial [Ar] 4s2
· REGLA DE HUND
Se aplica la regla de Hund de máxima multiplicidad cuando un orbital p, d, o f es ocupado por más de un electrón. Esta regla dice que los electrones permanecen sin aparear con espines paralelos en orbitales de igual energía, hasta que cada uno de estos orbitales tiene , cuando menos un electrón. Por ejemplo, el diagrama orbital para el fósforo:
1515P [Ne] y no [Ne]
Ningún orbital p puede poseer dos electrones hasta que todos los orbitales p tengan un electrón cada uno .
PERIODICIDAD QUÍMICA
I NTRODUCCIÓN
¿ Por qué determinados elementos tienen propiedades semejantes? estas pregunta se puede contestar con la moderna teoría atómica en función de las estructuras electrónicas. Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras electrónicas semejantes en sus capas externas o niveles de valencia tienen muchas propiedades químicas en común. Esta idea que relaciona la semejanza en las estructuras con la semejanza en las propiedades es la base de la ley periódica
· CLASIFICACIONES PERIÓDICAS INICIALES
Los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las similaridades químicas y físicas de los elementos. Estos son algunos de los científicos que consolidaron la actual ley periódica:
Johann W. Dobeneiner:Johann W. Dobeneiner: Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamados triadas. Johann W. Dobeneiner: Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamados triadas.
John Newlands:John Newlands: Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos. John Newlands: Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.
Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer:Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer: Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo. Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer: Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo.
· TABLA PERIÓDICA ACTUAL
En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los números atómicos de los elementos y con estos creó una nueva organización para los elementos.
Ley periódicaLey periódica: ? " Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos " Ley periódica: ? " Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos "
lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y propiedades físicas que varían periódicamente.
· ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.
La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.
Metales: Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico. Metales: Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico.
No Metales: Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido. No Metales: Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.
Metaloides: poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales. Metaloides: poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales.
· LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo.
Elementos representativos: Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y pEstán repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel. Elementos representativos: Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.
EJEMPLOEJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35
La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto periodo. El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.
Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:
Grupo IA: Alcalinos Grupo IA: Alcalinos
Grupo IIA Alcalinotérreos Grupo IIA Alcalinotérreos
Grupo VIIA: Halógenos Grupo VIIA: Halógenos
Grupo VIIIA: Gases nobles Grupo VIIIA: Gases nobles
Elementos de transición: Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y sEstán repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s. Elementos de transición: Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s.
Si la suma es 3,4,5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB,VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente.
EJEMPLO:EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47
La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 4p6 5s2 4d4
la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2 la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2
El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el quinto periodo. El grupo se determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo I B.
Elementos de tierras raras: Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica. Elementos de tierras raras: Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica.
LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA
· COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES EN LA TABLA:
Radio atómico: Radio atómico: Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a izquierda).
El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia
Energía de ionización: Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y diminuye con el período.
Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un átomo atrae los electrones que participan en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
La materia es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en el espacio y tiene masa,
· PROPIEDADES DE LA MATERIA
Todo lo que nos rodea y que sabemos como es se le llama materia. Aquello que existe pero no sabemos como es se le llama no-materia o antimateria.
Al observar la materia nos damos cuenta que existen muchas clases de ella porque la materia tiene propiedades generales y propiedades particulares.
· Propiedades generales
Las propiedades generales son aquellas que presentan características iguales para todo tipo de materia. Dentro de las propiedades generales tenemos:
Masa = Masa = Es la cantidad de materia que posee un cuerpo.
Peso = Peso = Es la fuerza de atracción llamada gravedad que ejerce la tierra sobre la materia para llevarla hacia su centro.
Extensión = Extensión = Es la propiedad que tienen los cuerpos de ocupar un lugar determinado en el espacio.
Impenetrabilidad = Impenetrabilidad = Es la propiedad que dice que dos cuerpos no ocupan el mismo tiempo o el mismo espacio.
Inercia= Inercia= Es la propiedad que indica que todo cuerpo va a permanecer en estado de reposo o movimiento mientras no exista una fuerza externa que cambie dicho estado de reposo o movimiento.
Porosidad = Porosidad = Es la propiedad que dice que como la materia esta constituida por moléculas entre ellas hay un espacio que se llama poro.
Elasticidad = Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza esta se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza el cuerpo recupera su forma original; lógicamente sin pasar él limite de elasticidad. Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza esta se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza el cuerpo recupera su forma original; lógicamente sin pasar él limite de elasticidad. "limite de influenza " Elasticidad = Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza esta se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza el cuerpo recupera su forma original; lógicamente sin pasar él limite de elasticidad. "limite de influenza "
Divisibilidad = Divisibilidad = Esta propiedad demuestra que toda la materia se puede dividir.
· Propiedades Especificas
Todas las sustancias al formarse como materia presentan unas propiedades que las distinguen de otras y esas propiedades reciben el nombre de especificas y dichas propiedades reciben el nombre de color, olor, sabor, estado de agregación, densidad, punto de ebullición, solubilidad, etc.
El color, olor y sabor demuestra que toda la materia tiene diferentes colores, sabores u olores.
El estado de de agregación indica que la materia se puede presentar en estado sólido, liquido o gaseoso.
La densidad es la que indica que las sustancias tienen diferentes pesos y que por eso no se pueden unir fácilmente .
· CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
Materia heterogéneo Es una mezcla de sustancias en más de una fase o que son físicamente distinguibles. EJEMPLO: Materia heterogéneo Es una mezcla de sustancias en más de una fase o que son físicamente distinguibles. EJEMPLO: mezcla de agua y aceite.
Material homogéneo: Constituido por una sola sustancia o por varias que se encuentran en una sola fase EJEMPLO: Material homogéneo: Constituido por una sola sustancia o por varias que se encuentran en una sola fase EJEMPLO: mezcla de sal y agua.
Solución: Es un material homogéneo constituido por más de una sustancia. Son transparentes, estables y no producen precipitaciones. Una característica muy importante es la composición, la cual es igual en todas sus partes. Sin embargo, con los mismos componentes es posible preparar muchas otras soluciones con solo variar la proporción de aquellos EJEMPLO: Solución: Es un material homogéneo constituido por más de una sustancia. Son transparentes, estables y no producen precipitaciones. Una característica muy importante es la composición, la cual es igual en todas sus partes. Sin embargo, con los mismos componentes es posible preparar muchas otras soluciones con solo variar la proporción de aquellos EJEMPLO: las gaseosas.
Sustancia pura: Es un material homogéneo cuya composición química es invariable. EJEMPLO: Sustancia pura: Es un material homogéneo cuya composición química es invariable. EJEMPLO: alcohol (etanol)
Elemento: Sustancia conformada por una sola clase de átomos EJEMPLO: nitrógeno gaseoso (N2 Elemento: Sustancia conformada por una sola clase de átomos EJEMPLO: nitrógeno gaseoso (N2), la plata (Ag)
Compuesto: Sustancia conformada por varias clases de átomos EJEMPLO: dióxido de carbono (CO2 Compuesto: Sustancia conformada por varias clases de átomos EJEMPLO: dióxido de carbono (CO2)
· CAMBIOS DE LA MATERIA
Cambio físico: Cambio que sufre la materia en su estado, volumen o forma sin alterar su composición. EJEMPLO: Cambio físico: Cambio que sufre la materia en su estado, volumen o forma sin alterar su composición. EJEMPLO: en la fusión del hielo, el agua pasa de estado sólido a líquido, pero su composición permanece inalterada.
Cambio químico: Cambio en la naturaleza de la materia, variación en su composición EJEMPLO: en la combustión de una hoja de papel, se genera CO, CO2 y H2Cambio químico: Cambio en la naturaleza de la materia, variación en su composición EJEMPLO: en la combustión de una hoja de papel, se genera CO, CO2 y H2O a partir de celulosa, cambiando la composición de la sustancia inicial.
Cambios de estado: Cambios de estado: El estado en que se encuentre un material depende de las condiciones de presión y temperatura, modificando una de éstas variables o ambas, se puede pasar la materia de un estado a otro. Sólido, liquido, gaseoso o plasma
CAMBIOS DE ESTADO
CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES ESTADOS DE LA MATERIA
SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES
COMPRESIBILIDAD No se pueden comprimir No se pueden comprimir Sí pueden comprimirse COMPRESIBILIDAD No se pueden comprimir No se pueden comprimir Sí pueden comprimirse
VOLUMEN No se adaptan al volumen del recipiente Se adaptan al volumen del recipiente Se adaptan al volumen del recipiente VOLUMEN No se adaptan al volumen del recipiente Se adaptan al volumen del recipiente Se adaptan al volumen del recipiente
GRADOS DE LIBERTAD Vibración Vibración, rotación Vibración, rotación, traslación GRADOS DE LIBERTAD Vibración Vibración, rotación Vibración, rotación, traslación
EXPANSIBILIDAD No se expanden No se expanden Sí se expanden EXPANSIBILIDAD No se expanden No se expanden Sí se expanden
· REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS
Símbolo : es la letra o letras que se emplean para representar elementos químicos. EJEMPLO: Al (aluminio)
Molécula : se forman por enlaces químicos de dos o más átomos y siempre en proporciones definidas y constantes. Son la estructura fundamental de un compuesto.
Fórmula:
Fórmula química Fórmula empírica o mínima Fórmula molecular Fórmula estructural Fórmula estructural : Fórmula de Lewis o electrónica: Fórmula química Fórmula empírica o mínima Fórmula molecular Fórmula estructural : Fórmula de Lewis o electrónica:
Es la representación de un compuesto e indica la clase y la cantidad de átomos que forman una molécula. Está constituido por el símbolo de cada elemento presente en la sustancia, seguido por un subíndice que índica el número relativo de átomos. Informa sobre el tipo de átomos que forman la molécula y la relación mínima en la cual estos se combinan. Expresa la composición real de un compuesto, indicando el número de átomos de cada especie que forma la molécula. La fórmula molecular es un múltiplo de la empírica. Muestra el ordenamiento geométrico o posición que ocupa cada átomo dentro de la molécula. Representa la molécula incluyendo todos los electrones de valencia de los átomos constituyentes, estén o no comprometidos en enlaces.
EJEMPLO: Fe2O3 EJEMPLO: La fórmula mínima del etano (C2H6) es CH3 EJEMPLO: EJEMPLO: EJEMPLO:
· UNIDADES QUÍMICAS:
Mol: Es el número de partículas igual al número de Avogadro Mol: Es el número de partículas igual al número de Avogadro
Nùmero de Avogadro 6.023 x 10236.023 x 1023 partículas Nùmero de Avogadro 6.023 x 1023 partículas
Peso Atómico: Es el peso de una mol de átomos de un elemento. EJEMPLO: En un mol de Fe (hierro) hay 6.023 x 1023 átomos de hierro y estos pesan en total 55.8 g 1MOL = 6.023 x 1023 = peso atómico del elemento Unidades de Masa Atómica u.m.a La unidad de masa atómica uma es en realidad una unidad de peso y se define exactamente como 1/2 de la masa del átomo de 12C. Su tamaño extremadamente pequeño es cómodo para la descripción del peso de los átomos. Por ejemplo, el peso real de un átomo de hidrogeno es 1.67 x 10-24Peso Atómico: Es el peso de una mol de átomos de un elemento. EJEMPLO: En un mol de Fe (hierro) hay 6.023 x 1023 átomos de hierro y estos pesan en total 55.8 g 1MOL = 6.023 x 1023 = peso atómico del elemento Unidades de Masa Atómica u.m.a La unidad de masa atómica uma es en realidad una unidad de peso y se define exactamente como 1/2 de la masa del átomo de 12C. Su tamaño extremadamente pequeño es cómodo para la descripción del peso de los átomos. Por ejemplo, el peso real de un átomo de hidrogeno es 1.67 x 10-24 g 0 1.008 uma. Como todos los pesos atómicos se basan en el mismo patrón, todos ellos pueden utilizarse para comparar los pesos de dos átomos cualesquiera. Así , el peso atómico del azufre, 32.06 uma, indica que:
El cobre tiene un peso atómico de 63.54 uma. Por consiguiente,
en consecuencia:
Peso Molecular: Es el peso de una mol de moléculas de un compuesto. Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman la molécula. 1 MOL = 6.023 x 1023 moléculas = peso molecular (peso fórmula) EJEMPLO: En un mol de H2SO4 (ácido sulfúrico) hay 6.023 x 1023Es el peso de una mol de moléculas de un compuesto. Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman la molécula. 1 MOL = 6.023 x 1023 moléculas = peso molecular (peso fórmula) EJEMPLO: En un mol de H2SO4 (ácido sulfúrico) hay 6.023 x 1023 moléculas de ácido y estas pesan 98 g. Este resultado se obtiene teniendo en cuenta el número de átomos y sus pesos atómicos, así:: hidrógeno 2 x 1 = 2 azufre 1 x 32 = 32 oxígeno 4 x 16 = 64 Peso Molecular: Es el peso de una mol de moléculas de un compuesto. Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman la molécula. 1 MOL = 6.023 x 1023 moléculas = peso molecular (peso fórmula) EJEMPLO: En un mol de H2SO4 (ácido sulfúrico) hay 6.023 x 1023 moléculas de ácido y estas pesan 98 g. Este resultado se obtiene teniendo en cuenta el número de átomos y sus pesos atómicos, así:: hidrógeno 2 x 1 = 2 azufre 1 x 32 = 32 oxígeno 4 x 16 = 64
Relación entre mol, peso molecular y número de partículas: Relación entre mol, peso molecular y número de partículas:
·
· DETERMINACIÓN DE FORMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES
EJEMPLO: Determine laFórmula Empírica y la Fórmula Molecular de un compuesto que contiene 40.0 % de C, 6.67 % de H y 53.3 % de O y tiene un de 180.2 g/mol .
PARA DETERMINAR LA FORMULA EMPÍRICA:
Cuando los datos se expresan como porcentaje, se pueden considerar 100 gramos del compuesto para realizar los cálculos. Los pesos atómicos son:
C = 12.0, O = 16.0 y H = 1.0
El primer paso para el cálculo es determinar el número de moles de cada elemento.
# moles de C = 40/12.0 = 3.33
# moles de O = 53.3/16.0 = 3.33
# moles de H = 6.67/1.0 = 6.67
El siguiente paso consiste en dividir cada valor entre el valor más pequeño.
C = 3.33/3.33 = 1
O = 3.33/3.33 = 1
H = 6.67/3.33 = 2
Puede apreciarse que los valores obtenidos son los números enteros más pequeños y la fórmula empírica será : C1H2O1 o bien, CH2O.
PARA DETERMINAR LA FORMULA MOLECULAR:
Para obtener la Fórmula Molecular calculemos el peso de la Fórmula empírica:
C = (12.0)x(1) = 12.0
H = (1.0)x(2) = 2.0
O = (16.0)x(1) = 16.0
Suma = 30.0
Ahora se divide el Peso Molecular entre el Peso de la Fórmula Empírica
180/30 = 6
La Fórmula Molecular será igual a 6 veces la Fórmula empírica:
C6H12O6
En los casos en que una fórmula empírica dé una fracción, como por ejemplo: PO2.5
habrá que multiplicar por un número entero que nos proporcione la relación buscada, por ejemplo 2 : P2O5
EJEMPLO:
· Calcule el Peso Fórmula del BaCl2 (Cloruro de Bario). · Calcule el Peso Fórmula del BaCl2 (Cloruro de Bario).
Primero deben consultarse los Pesos Atómicos del Bario y del Cloro. Estos son:
Peso Atómico (P. A.) del Bario = 137.3 g/mol
Peso Atómico (P. A.) del Cloro = 35.5 g/mol
Peso Fórmula del BaCl2 = (1) x (P. A. del Bario) + (2) x (P. A. del Cloro)
Peso Fórmula del BaClPeso Fórmula del BaCl2 Peso Fórmula del BaCl2 = (1) x (137.3) + (2) x (35.5) = 137.3 + 71 = 208.3
EJEMPLO:
· Cuántos moles de Aluminio hay en 125 gramos de Aluminio?
Primero se consulta el Peso Atómico del Aluminio, el cual es 27 g/mol. En seguida hacemos el planteamiento:
27 gramos de Al ------ 1 Mol de Aluminio
125 gramos de Al ----- ?
Moles de Aluminio = 49.25 Moles de Aluminio
También es posible determinar al composición porcentual utilizando factores de conversión;
EJEMPLO:
· Un hidrocarburo contiene 85.63% de carbono y 14.37% de hidrogeno. Deducir su formula empírica.
La solución del problema cuando se aplica a 100 g del compuesto es como sigue :
Peso del C= 85.63 g peso del H = 14.37 g
La formula empírica es CH2. La formula molecular puede ser CH2, C2H4, C3H6, etc, puesto que cualquiera de estas formulas tienen una composición porcentual igual a la de CH2.
EJEMPLO:
· Un compuesto contiene 63.53% de hierro y 36.47 % de azufre . Deducir su formula empírica.( Para facilidad de los cálculos tómese por pesos atómicos Fe= 55.8 y S=32.1)
La fórmula empírica expresa solamente el número relativo de los átomos de cada elemento y todo lo que se dice acerca de los números relativos de los átomos de cada elemento se pude aplicar a los numero relativos de moles de átomos. Por tanto el calculo del numero relativo de moles de hierro y de azufre conducirá a la formula empírica. La solución, cuando se aplica a 100 g del compuesto, es como sigue:
La formula empírica del sulfuro es FeS
EJEMPLO:
· Deducir la fórmula empírica de un compuesto formado por 9.6 x 1023 átomos de carbono, 2.888 x 1024 átomos de hidrogeno y 4.816 x 1023 átomos de oxígeno.
La manera más conveniente de resolver el problema es conocer el número relativo de átomos ; para lograrlo, dividimos por el número menor, es decir, 4.816 x 1023
Por cada átomo de O, tenemos de 2 de C y 6 de H. Así, fórmula empírica es C2H6O
· ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FÓRMULA ESTRUCTURAL
EJEMPLO:
· Escribir la fórmula de lewis para a) Be, b) O, c) F, d) Li
Si representamos con puntos los electrones de valencia ( los que participan en el enlace químico) tenemos:
a) Dos electrones s, puesto que su configuración electrónica 1s2 2s2 a) Dos electrones s, puesto que su configuración electrónica 1s2 2s2 indica que haya dos electrones en el nivel de valencia.
b) Dos electrones s y cuatro electrones p, de acuerdo con su configuración electrónica 1s2 2s2 2p4b) Dos electrones s y cuatro electrones p, de acuerdo con su configuración electrónica 1s2 2s2 2p4; en total, 6 electrones de valencia.
c) Dos electrones s y cinco electrones p ( configuración electrónica 1s2 2s2 2p4c) Dos electrones s y cinco electrones p ( configuración electrónica 1s2 2s2 2p4)
d) Un electrón s ( configuración electrónica 1s2 2s1). Un electrón s ( configuración electrónica 1s2 2s1). d) Un electrón s ( configuración electrónica 1s2 2s1).
EJEMPLO:
· De acuerdo con la regla del octeto , escribir las formulas electrónicas y estructurales de a) HF, b) CH4 , c) H2S.
Se acostumbra usar una línea para representar un par compartido de electrones entre dos átomos.Se acostumbra usar una línea para representar un par compartido de electrones entre dos átomos.
( fórmula electrónica o de Lewis) ( fórmula estructural)
a) a)
b) b)
c) c)
ENERGÍA
La Energía es la capacidad para realizar un trabajo. Se presenta en diferentes formas: potencial, cinética, eléctrica, calórica, lumínica, nuclear y química.
· EQUIVALENCIAS DE LAS UNIDADES DE ENERGÍA
1 caloría = 4.184 joules = 4.184 J
1 kilocaloría = 1000 calorías = 1kcal
1 joule = 1 newton x 1 metro
(unidad de fuerza) (unidad de longitud)
1 newton = 1 kilogramo x 1 metro x ( 1 segundo) -2
1 joule = 1 kilogramo x 1 metro 2 x ( 1 segundo) -2 1 joule = 1 kilogramo x 1 metro 2 x ( 1 segundo) -2
1 J = 1 kg m2 s-2
Caloría Caloría = Caloría = Es la cantidad de calor necesaria para elevar en 1º C un gramo de agua.
Calor = Es una forma de energía que fluye entre cuerpos debido a una diferencia de temperatura. El calor fluye de un cuerpo caliente a uno frío, hasta que los dos alcanzan igual temperatura.
Calor específicoCalor específico = Calor específico = Es la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de un gramo de una sustancia en un grado centígrado. Ejemplo: Cp del oro: 0.129 J/ g ºC, lo cual indica que son necesarios 0.129 J para elevar en 1°C la temperatura de 1 g de oro.
TemperaturaTemperatura = Temperatura = Es la medida de la cantidad de calor que tiene un cuerpo. La escala Celsius al igual que las escalas Fahrenheit y la escala Kelvin o absoluta sirven para determinar la temperatura de un cuerpo. Guardan la siguiente relación
°C = 5/9 (°F - 32 )
°K = °C + 273
°F = 9/5 °C + 32
comparación de los termómetros en las escalas Kelvin, Celsius y Fahrenheit comparación de los termómetros en las escalas Kelvin, Celsius y Fahrenheit
Punto de ebullición del agua Punto de congelación del agua Cero absoluto de Temperatura 373 K 273 K 0 K 100°C 0°C -273°C 100° = 180°F 212°F 32°F -460°F
Kelvin (escala absoluta) Celsius (centígrado) Fahrenheit
· LEYES DE CONSERVACIÓN DE LA MASA Y LA ENERGÍA
PRIMERA:PRIMERA: (Ley de Lavoisier)(Ley de Lavoisier) En una reacción química ordinaria la masa de todos los productos es igual a la masa de las sustancias reaccionantes PRIMERA: (Ley de Lavoisier) En una reacción química ordinaria la masa de todos los productos es igual a la masa de las sustancias reaccionantes
SEGUNDA :SEGUNDA : (ley de la Termodinámica )(ley de la Termodinámica ) La energía no se crea ni se destruye , solo se transforma. SEGUNDA : (ley de la Termodinámica ) La energía no se crea ni se destruye , solo se transforma.
TERCERA : (( Ley de Einstein ) La materia y al energía pueden transformarse mutuamente , pero la suma total de la materia y la energía del universo es constante. TERCERA : ( Ley de Einstein ) La materia y al energía pueden transformarse mutuamente , pero la suma total de la materia y la energía del universo es constante.
ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS
Para efectos de nomenclatura y estudio de las propiedades químicas una clasificación muy importante de los elementos es en metálicos y no metálicos. Se puede determinar aproximadamente si un elemento es metal o no metal por su posición en la tabla periódica , Los metales se encuentran a la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los no metales en el extremo a la derecha .
Cuando se comparan dos elementos, el mas metálico es el que se encuentra mas hacia la izquierda o mas hacia la parte inferior de la tabla periódica .
Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que permiten predecir las fórmulas de un gran número de compuestos.
REGLAS:
1. El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre por ejemplo;Cl2 es cero.
2. El número de oxidación para oxigeno es -2 ( en los peróxidos es de -1)
3. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula determinada es igual a cero; cuando se trata de un ion poliatómico es una partícula cargada que contiene más de un átomo , por ejemplo, el nitrógeno es +5.
4. el numero de oxidación para el hidrogeno es +1 ( en los hidruros es de - 1)
5. Para los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga de un ión. (Así, para Mg +2 , el numero de oxidación es +2)
CATIONES Y ANIONES
CATIONES ( iones positivos )
Cuando un elemento muestra una simple forma cationica, el nombre del cation es el mismo nombre del elemento.
Ejemplos:
Na+ ion sodio
Ca+2, ion calcio
Al+3, ion aluminio
Cuando un elemento puede formar dos cationes relativamente comunes (con dos estados de oxidación respectivamente diferentes),cada ion debe nombrarse de tal manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, el sistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional
El SISTEMA ESTABLECIDO POR LA IUPAC; consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo:
Cu +1 es cobre (I) y Cu +2 es cobre ( II)
EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así;
a Cu +1 se le denomina ion cuproso y a Cu +2 ion cúprico ( II)
ANIONES (iones negativos)
Los iones negativos se derivan de los no metales. La nomenclatura de los aniones sigue el mismo esquema de los ácidos , pero cambian las terminaciones como sigue;
Terminación del ácido Terminación del anión Terminación del ácido Terminación del anión
hídrico uro
ico ato
oso ito
FUNCIONES QUÍMICAS
ÓXIDOS
Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O2= siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O2 y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno .
ÓXIDOS BÁSICOS ( Combinación del oxígeno con elementos metálicos)
Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido de nombre del metal
EJEMPLO:EJEMPLO:
Li2O = óxido de litio CaO = óxido de calcio
Cuando un metal presenta dos números de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de oxidación) e ico ( para el de mayor numero de oxidación)
EJEMPLO: EJEMPLO:
CoO = óxido cobaltoso Co2O3 = óxido cobaltico
Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en español:
EJEMPLO: EJEMPLO:
Co2O = óxido de cobalto ( II) Co2O3 = óxido de cobalto ( III)
ÓXIDOS ÁCIDOS ( Combinación del oxigeno con elementos no metálicos)
Las combinaciones del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos
EJEMPLO: EJEMPLO:
SiO2 = dióxido de silicio
SeOSeO2 SeO2 = dióxido de selenio
Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo oxácido)
EJEMPLO: EJEMPLO:
CO2 + H2O ? H2CO3 ácido carbónico
oxido ácido oxácido
Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra, etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la molécula
EJEMPLOS:EJEMPLOS:
TeO2 = dióxido de telurio TeO3 = trióxido de telurio
As2O3 = trióxido de diarsenico As2O5 = pentaóxido de diarsenico
2Cl2 + O2 ? Cl2O = monóxido de dicloro
oxido ácido
Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se usa la terminación oso para el oxido que tiene el elemento de menor valencia y la terminación ico para el de menor valencia:
EJEMPLO:EJEMPLO:
TeO2 = oxido teluroso TeO3 = oxido telúrico
Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero de oxidación o valencia se indica con números romanos entre paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y per combinados con los sufijos oso e ico.
EJEMPLO:EJEMPLO:
2N2 + 3O2 ? 2N2O3 = óxido de nitrógeno (III)
oxido ácido
2Cl2 + O2 ? 2Cl2O = óxido hipocloroso
oxido ácido
2Cl2 + 7O2 ? 2Cl2O7 = óxido perclórico
oxido ácido
BASES O HIDRÓXIDOS
Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua
EJEMPLO:EJEMPLO:
Na2O + H2O ? 2NaOH = hidróxido de sodio
Al2OAl2O3 + 3H2O ? 2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O ? 2Al(OH)3 = hidróxido de aluminio
Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal.
Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia
EJEMPLO:EJEMPLO:
Ni(OH)2 = hidróxido niqueloso Ni (OH)3 = hidróxido niquelico
ÁCIDOS
Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;
(a) HIDRÁCIDOS
Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
EJEMPLOS:EJEMPLOS:
H2S ácido sulfhídrico
HI ácido yodhídrico
HBr ácido bromhídrico
HF ácido fluorhídrico
HCl ácido clorhídrico
RECUERDE QUE ; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido
EJEMPLO:EJEMPLO:
HCl(g) + H2O(l) ? HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno ácido clorhídrico
(b) OXÁCIDOS
Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal.
EJEMPLO:EJEMPLO:
PO3 + H2O ? H3PO3 = ácido fosforoso
POPO4 + H2O ? H3PO4 PO4 + H2O ? H3PO4 = ácido fosfórico
Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es:
( HO)mXOn
donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X
SALES
Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :
BASE + ÁCIDO ? SAL + AGUA
EJEMPLO; EJEMPLO;
Na OH + H Cl ? NaCl + H2O
Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na+, de la base y el ion negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no metálico, Cl-.
También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales básicas.
· SALES NEUTRAS
Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+) por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ;
NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL
__________________hídrico __________________uro
hipo_______________oso hipo________________ito
__________________ oso ___________________ito
__________________ ico ___________________ato
per________________ico per________________ ato
se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo
FeCl2 = cloruro ferroso FeCl3 = cloruro férrico
Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así;
Ejemplo:Ejemplo:
FeCl2 = cloruro de hierro ( II) FeCl3 = cloruro de hierro (III)
Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo;
Ejemplo: Ejemplo:
LiI = Yoduro de Litio
· SALES HALOIDEAS O HALUROS
Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal.
EJEMPLO; EJEMPLO;
Cu(OH) + HCl ? CuCl + H2O
ácido clorhídrico cloruro cuproso ácido clorhídrico cloruro cuproso
2Fe(OH)3 + H2S ? Fe2S 3 + 6H2O
ácido sulfhídrico sulfuro férrico ácido sulfhídrico sulfuro férrico
Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc, antecediendo el nombre del elemento, por ejemplo;
PS3 = trisulfuro de fósforo PS5 = pentasulfuro de fósforo
· OXISALES
Se forman por la combinación de un oxácido con una base. En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal se le coloca como subíndice la valencia del radical (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del numero de hidrógenos del ácido. Las oxisales se nombran cambiando la terminación oso del ácido porito e ico por ato
Ejemplo;Ejemplo;
KOH + HClO ? KClO + H2O
ácido hipocloroso hipoclorito de sodio ácido hipocloroso hipoclorito de sodio
Al(OH)3 + HNO3 ? Al(NO3)3 + H2O
ácido nítrico nitrato de aluminio ácido nítrico nitrato de aluminio
· SALES ÁCIDAS
Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por el metal. en la formula se escribe primero el metal, luego el hidrogeno y después el radical.
EJEMPLO: EJEMPLO:
NaOH + H2CO3 ? NaHCO3 + H2O
ácido carbónico carbonato ácido de sodio ( Bicarbonato de sodio) ácido carbónico carbonato ácido de sodio ( Bicarbonato de sodio)
· SALES BÁSICAS
Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el radical.
EJEMPLO:
CuOHNO3 = nitrato básico de cobre (II)
Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metal
EJEMPLO: EJEMPLO:
Cu(OH)2 + HNO3 ? CuOHNO3 + H2O
ácido nitrico nitrato básico de cobre (II) ácido nitrico nitrato básico de cobre (II)
· SALES DOBLES
Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de un metal. en la formula se escribe los dos metales en orden de electropositividad y luego el radical. Se da el nombre del radical seguido de los nombres de los metales respectivos.
EJEMPLO: EJEMPLO:
Al(OH)3 + KOH + H2SO4 ? KAl(SO4) + H2O
ácido sulfurico sulfato de aluminio y potasio ( alumbre) ácido sulfurico sulfato de aluminio y potasio ( alumbre)
PERÓXIDOS
En el agua ordinaria, H2O, el oxigeno tiene un numero de oxidación de -2. en el agua oxigenada , H2O2, el número de oxidación del oxigeno es -1. el ion O2= se llama ion peroxido. Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada por elementos metálicos.
Se nombran con la palabra peróxido seguida del correspondiente metal.
EJEMPLO: EJEMPLO:
Na2O2 = peróxido de sodio Ba2O2 = peróxido de bario
HIDRUROS
La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno constituye un hidruro. el hidrogeno es siempre monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de oxidación de -1 ( en los demás casos aparece como +1).
Para saber la valencia que tiene un elemento cualquiera, al combinarse con el hidrogeno para formar el correspondiente hidruro, basta con observar la tabla periódica y tener en cuenta las siguientes reglas;
1. Los elementos de las tres primeras columnas, presentan con el Hidrogeno la valencia que indica el numero de la columna; así: primera columna= monovalentes, segunda columna= divalentes, tercera columna= trivalentes.
2. Para saber la valencia con el hidrogeno de los elementos de las columnas IV a VIII, se resta de 8 el numero característico de la columna que ocupa el elemento, Así, los elementos de la columna V serán trivalentes porque 8-5 = 3
En cuanto a la nomenclatura, los hidruros formados por los metales reciben el nombre ; Hidruro de ... ( nombre del elemento combinado por el H). Los hidruros de los no metales reciben nombres especiales
EJEMPLO: EJEMPLO:
NaH = hidruro de sodio
NH3 = amoniaco
CoHCoH3 CoH3 = hidruro de cobalto
PH3 = fosfina
· REGLA DEL OCTETO
Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, esta configuración les proporciona gran estabilidad.
IONES: átomos o conjunto de átomos que poseen carga eléctrica.
Catión: ion con carga positiva. Ejemplo: Ca+2 ion calcio, NH4+ ion amonio
Anión: ion con carga negativa. Ejemplo: Br- ion bromuro, ClO2- ion clorito
EJEMPLOS: EJEMPLOS:
El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente su electrón 3s
Na0 ? Na+ + 1e-
1s2 2s2 2p6 3s1s2 2s2 2p6 3s1 ? 1s2 2s2 2p6 + 1e- 1s2 2s2 2p6 3s1 ? 1s2 2s2 2p6 + 1e-
átomo de sodio ion de sodio
La estructura electrónica del ion sodio resultante es exactamente igual a la del gas noble neón. este ion es una especie muy estable.
Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de valencia y alcanzar la configuración estable de 8 electrones. El cloro es un ejemplo:
Cl0 ? 1e- + Cl-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ? + 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ? + 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
átomo de cloro ion cloruro
· TIPOS DE ENLACES
ENLACE IÓNICO: Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A. EJEMPLO: ENLACE IÓNICO: Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A. EJEMPLO:
ENLACE COVALENTE Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña. EJEMPLO:EJEMPLO: ENLACE COVALENTE Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña. EJEMPLO:
Enlace covalente apolar: Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace. EJEMPLO:EJEMPLO: Enlace covalente apolar: Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace. EJEMPLO:
Enlace covalente polar: Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales EJEMPLO:EJEMPLO: Enlace covalente polar: Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales EJEMPLO:
Enlace covalente coordinado: Se establece por compartición de electrones entre dos átomos pero un átomo aporta el par de electrones compartidos. EJEMPLO:EJEMPLO: Enlace covalente coordinado: Se establece por compartición de electrones entre dos átomos pero un átomo aporta el par de electrones compartidos. EJEMPLO:
ENLACE METÁLICO L os electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia. ENLACE METÁLICO L os electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia.
Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace puede predecirse el tipo de enlace que se formará:
Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2. = se formará un enlace iónico
Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0.5 y menor a 2.0. = el enlace formado será covalente polar Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0.5 y menor a 2.0. = el enlace formado será covalente polar
Si la diferencia de electronegatividades es menor a 0.5 = el enlace será covalente puro (o no polar).
EJEMPLOS:
· Qué tipo de enlace se formará entre H y O?
Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una Electronegatividad de 2.2 y el Oxígeno 3.44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será:
3.44 - 2.2 = 1.24
1.24 es menor que 2.0 y mayor que 0.5.
Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar.
· Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a las moléculas de: (a) BeCl2, (b) BCl3.
Como la regla del octeto se basa en el hecho de que todos los gases raros tienen una estructura de ocho electrones, basta con ver si el átomo central completa ocho electrones en la capa de valencia.
(a) Los electrones de valencia asociados con Be (2s2(a) Los electrones de valencia asociados con Be (2s2) son: y con Cl (3s2 3p5) son: la estructura de lewis será:(a) Los electrones de valencia asociados con Be (2s2) son: y con Cl (3s2 3p5) son: la estructura de lewis será:
El berilio está rodeado únicamente de cuatro electrones, luego es una excepción a la regla del octeto.
(b) Los electrones de valencia asociados con B (2s2 2p1(b) Los electrones de valencia asociados con B (2s2 2p1) son: y con Cl (3s2 3p5) son: y con Cl (3s2 3p5) son: la estructura electrónica o de Lewis será (b) Los electrones de valencia asociados con B (2s2 2p1) son: y con Cl (3s2 3p5) son: la estructura electrónica o de Lewis será
El boro esta rodeado únicamente de seis electrones, luego no cumple la regla del octeto
· Explicar la formación del enlace covalente en la molécula de cloruro de hidrogeno gaseoso, HCl.
Usamos los diagramas de Lewis para representar los electrones de valencia:
El átomo de cloro completa el octeto compartiendo el electrón del átomo de H; así, el cloro alcanza la configuración del gas noble y el hidrogeno alcanza la configuración del gas noble
INTRODUCCIÓN
Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.
La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.
Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan :
1. 1. Su composición química es variable.
2. 2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.
3. 3. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.
· PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES
SOLUCIÓN DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS SOLUCIÓN DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS
Gaseosa Gas Gas Aire
Liquida Liquido Liquido Alcohol en agua
Liquida Liquido Gas O2 en H2O
Liquida Liquido Sólido NaCl en H2O Liquida Liquido Sólido NaCl en H2O
· SOLUBILIDAD
La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.
Factores que afectan la solubilidad:
Los factores que afectan la solubilidad son:
a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).
b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución
c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.
d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional
· MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES
La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:
a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.
b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.
Xsto + Xste = 1
e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.
EJEMPLO:
* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1M?* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1M?
Previamente sabemos que:
El peso molecular de AgNO3 es: 170 g = masa de 1 mol AgNO3 y que
100 de H20 cm100 de H20 cm3 equivalen a 100 ml. H20 100 de H20 cm3 equivalen a 100 ml. H20
Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1M hay 1 mol de AgNO3 por cada Litro (1000 ml ) de H2O (solvente) es decir:
Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:
Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 M
f) Molalidad (m): Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5 g de ácido clorhídrico, HCl , y 1000 g de agua es una solución 1 molal (1 m)
EJEMPLO:
* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1m?* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1m?
Previamente sabemos que:
El peso molecular de AgNO3 es:170 g= masa de 1 mol AgNO3 y que
100 de H20 cm100 de H20 cm3 equivalen a 100 gr. H20 100 de H20 cm3 equivalen a 100 gr. H20
Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1m hay 1 mol de AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir:
Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:
Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 m, observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la molaridad y la molalidad del AgNO3 es la misma
g) Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución.
EJEMPLO:
* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1N?* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1N?
Previamente sabemos que:
El peso molecular de AgNO3 es:170 g= masa de 1 mol AgNO3 y que
100 de H20 cm100 de H20 cm3 equivalen a 100 gr. H20 100 de H20 cm3 equivalen a 100 gr. H20
Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1N hay 1 mol de AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir:
Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:
El peso equivalente de un compuesto se calcula dividiendo el peso molecular del compuesto por su carga total positiva o negativa.
h) Formalidad (F): Es el cociente entre el número de pesos fórmula gramo (pfg) de soluto que hay por cada litro de solución. Peso fórmula gramo es sinónimo de peso molecular. La molaridad (M) y la formalidad (F) de una solución son numéricamente iguales, pero la unidad formalidad suele preferirse cuando el soluto no tiene un peso molecular definido, ejemplo: en los sólidos iónicos.
· SOLUCIONES DE ELECTROLITOS
Electrolitos:
Son sustancias que confieren a una solución la capacidad de conducir la corriente eléctrica. Las sustancias buenas conductoras de la electricidad se llaman electrolitos fuertes y las que conducen la electricidad en mínima cantidad son electrolitos débiles.
Electrolisis:
Son las transformaciones químicas que producen la corriente eléctrica a su paso por las soluciones de electrolitos.
Al pasar la corriente eléctrica, las sales, los ácidos y las bases se ionizan.
EJEMPLOS:EJEMPLOS:
NaCl ? Na+ + Cl-
CaSOCaSO4 ? Ca+2 + SO4- 2 CaSO4 ? Ca+2 + SO4- 2
HCl ? H+ + Cl-
AgNOAgNO3 ? Ag+ + NO3- AgNO3 ? Ag+ + NO3-
NaOH ? Na+ + OH-
Los iones positivos van al polo negativo o cátodo y los negativos al polo positivo o ánodo.
· PRODUCTO IÓNICO DEL H2O
El H2El H2O es un electrolito débil. Se disocia así:
H2O H + + OH-
La constante de equilibrio para la disociación del H2La constante de equilibrio para la disociación del H2O es :
El símbolo [ ] indica la concentración molar
Keq [ H2O ] = [ H + ] + [ OH-].
La concentración del agua sin disociar es elevada y se puede considerar constante.
· Valor del producto iónico del H2O( 10-14 moles/litro).
En el agua pura el número de iones H+ y OH- es igual. Experimentalmente se ha demostrado que un litro de agua contiene una diez millonésima del numero H+ e igual de OH-; esto se expresa como 10-7 por tanto, la concentración molar de H+ se expresa asi
[ H + ]= 10-7 moles/litro y [ OH-] = 10-7; entonces; [ H2O ] = 10-7 moles / litro [ H2O ] = 10-14 moles/litro.
Si se conoce la concentración de uno de los iones del H2O se puede calcular la del otro.
EJEMPLO:
· Si se agrega un ácido al agua hasta que la concentración del H+ sea de 1 x 104 moles / litro, podemos determinar la concentración de los iones OH-; la presencia del ácido no modifica el producto iónico de H2O:· Si se agrega un ácido al agua hasta que la concentración del H+ sea de 1 x 104 moles / litro, podemos determinar la concentración de los iones OH-; la presencia del ácido no modifica el producto iónico de H2O:
[ H2O ] = [ H + ] [ OH-] = 10-14 de donde
Si se añade una base (NaOH) al H2O hasta que la concentración de iones OH- sea 0.00001 moles/ litro ( 1 X 10-5); se puede calcular la concentración de iones H+Si se añade una base (NaOH) al H2O hasta que la concentración de iones OH- sea 0.00001 moles/ litro ( 1 X 10-5); se puede calcular la concentración de iones H+.
[ H2O ] = [ H + ] [ OH-] = 10-14 de donde;
[ H + ]10-5 = 10-14; entonces;
· POTENCIAL DE HIDROGENACIÓN O pH
El pH de una solución acuosa es igual al logaritmo negativo de la concentración de iones H+ expresado en moles por litro
Escala de pH;Escala de pH;
El pOH es igual al logaritmo negativo de la concentración molar de iones OH. Calcular el pH del agua pura
Log 1.0 x 107 Log 1.0 + log 107 = 0 + 7 = 7
el pH del agua es 7
EJEMPLO:
· Cuál es el pH de una solución de 0.0020 M de HCl?
Log 5 + log 102 = 0.7 + 2 = 2.7
Respuesta: el pH de la solución es de 2.7
· INDICADORES
Son sustancias que pueden utilizarse en formas de solución o impregnadas en papeles especiales y que cambian de color según el grado del pH
INDICADOR MEDIO ÁCIDO MEDIO BÁSICO INDICADOR MEDIO ÁCIDO MEDIO BÁSICO
Fenoftaleina incoloro rojo
Tornasol rojo azul
Rojo congo azul rojo
Alizarina amarillo rojo naranja
COLOIDES
los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y las mezclas propiamente dichas; sus partículas son de tamaño mayor que el de las soluciones ( 10 a 10.000 Aº se llaman micelas).
Los componentes de un coloide se denominan fase dispersa y medio dispersante. Según la afinidad de los coloides por la fase dispersante se clasifican en liófilos si tienen afinidad y liófobos si no hay afinidad entre la sustancia y el medio.
Clase de coloides según el estado físico
NOMBRE EJEMPLOS FASE DISPERSA MEDIO DISPERSANTE NOMBRE EJEMPLOS FASE DISPERSA MEDIO DISPERSANTE
Aerosol sólido Polvo en el aire Sólido Gas
Geles Gelatinas, tinta, clara de huevo Sólido Liquido
Aerosol liquido Niebla Liquido Gas
Emulsión leche, mayonesa Liquido Liquido
Emulsión sólida Pinturas, queso Liquido Sólido
Espuma Nubes, esquemas Gas Liquido
Espuma sólida Piedra pómez Gas Sólido
· PROPIEDADES DE LOS COLOIDES
Las propiedades de los coloides son :
· Movimiento browniano: Se observa en un coloide al ultramicroscopio, y se caracteriza por un movimiento de partículas rápido, caótico y continuo; esto se debe al choque de las partículas dispersas con las del medio.
· Efecto de Tyndall Es una propiedad óptica de los coloides y consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de un coloide. Esto no ocurre en otras sustancias.
· Adsorción : Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamaño pequeño de las partículas y a la superficie grande. EJEMPLO: el carbón activado tiene gran adsorción, por tanto, se usa en los extractores de olores; esta propiedad se usa también en cromatografía.
· Carga eléctrica : Las partículas presentan cargas eléctricas positivas o negativas. Si se trasladan al mismo tiempo hacia el polo positivo se denomina anaforesis; si ocurre el movimiento hacia el polo negativo, cataforesis.