Un metal es un buen conductor del calor y la electricidad, un no metal es mal conductor del calor y la electricidad, mientras que un metaloide presenta propiedades intermedias a las anteriores.
-Moléculas e iones:
Una molécula es un agregado de por lo menos, dos átomos en una colocación definida que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas. Una molécula puede contener átomos del mismo elemento (oxigeno diatomico) o átomos de dos o más elementos, siempre en una proporción fija. Existen moléculas biatómicas (hidrógeno formado por dos átomos), y moléculas poli atómicas (formadas por mas de dos átomos, Ej., ozono, agua, amoniaco)
Un ión es un átomo o un grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa.
La pérdida de uno o más electrones a partir de un átomo neutro forma un catión es decir un ión con carga positiva.
Por otra parte un anión es un ión cuya carga neta es negativa debido al incremento en el número de electrones.
-Masa atómica:
La masa atómica conocida como peso atómico, es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma).
-Numero de avogadro y masa molar de un elemento
El mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay exactamente en 12gramos del isótopo carbono12. El número real de átomos en 12gramos de carbono12 se determina experimentalmente. Este número se denomina número de abogador. (6.0221367×1023)
-Masa molecular
La masa molecular es la suma de las masas atómicas en una molécula, por ejemplo la masa molecular del agua es:
H2O 2(masa atómica H) + masa atómica O = 18g
-Estequiometria
La estequiometria es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.
-Reactivo limitante
Cuando en una reacción un reactivo se consume primero a este se lo denomina reactivo limitante. Ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo. Cuando este reactivo se consume no se puede formar más producto.
-Rendimiento de reacción
La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el rendimiento teórico de la reacción, es decir la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante. Por lo tanto el rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener. En la práctica, el rendimiento real, es decir la cantidad de producto que se obtiene en la reacción, casi siempre es menor al rendimiento teórico
%de rendimiento = (rendimiento real / rendimiento teórico) x 100%
TEMA 2
Reacciones en disolución acuosa
–Propiedades generales de las disoluciones acuosas
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia presente en menor cantidad, el disolvente es la sustancia que esta en mayor cantidad.
Una disolución puede ser gaseosa, sólida o liquida.
Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías, electrolitos y no electrolitos.
Un electrolito es una sustancia que cuando se disuelven en agua forma una disolución que conduce la electricidad. Mientras que un NO electrolito no conduce la corriente eléctrica.
Electrolitos fuertes: se disocian completamente, separándose en sus iones (catión, anión).
Electrolitos débiles: no se disocian completamente en agua sino que se rodean de las moléculas de la misma. Se dicen que están hidratados.
No electrolitos: estos no se disocian en agua y por ende no conducen la energía eléctrica.
Generalmente son materias orgánicas.
–Reacciones de precipitación
La reacción de precipitación es un tipo común de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución.
Solubilidad: es la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. Los químicos definen a las sustancias como solubles, ligeramente solubles o insolubles.
Ecuación molecular se denomina así porque las formulas de los compuestos están escritas como si todas las especies existieron como moléculas o entidades completas, una ecuación molecular es útil porque aclara la identidad de los reactivos
Ecuación iónica cuando los compuestos se disuelven en agua, se separan por completo en aniones y cationes, para ello debemos utilizar una ecuación iónica, en la que se muestran las especies disueltas como iones libres. Y las que no participan de la reacción (espectadores).
Ecuación iónica neta: esta muestra las especies que han reaccionado. (Formando un precipitado, un gas o un no electrolito)
–Reacciones ácido-base
Propiedades generales de ácidos y bases los ácidos son sustancias que se ionizan en agua para formar iones H+ y a las bases son sustancias que se ionizan en agua para formar iones OH- (según arrhenius)
Ácidos: los ácidos tienen un sabor agrio, estos además ocasionan cambios de color en los pigmentos de los vegetales. Reaccionan con algunos metales como zinc, magnesio o hierro para producir hidrógeno gaseoso. (Los cítricos)
Las disoluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad.
Ej. : H2SO4 + Fe ——— Fe2 (SO4)3 + (H2)
Bases: las bases poseen sabor amargo, se sienten resbaladizas, las disoluciones acuosas de las bases conducen la electricidad. (Jabones)
Ácidos y bases de bronsted un ácido de bronsted es un donador de protones, mientras que una base de bronsted es un fijador de protones.
El ácido clorhídrico es un ácido de bronsted puesto que dona un protón al agua
Neutralización ácido-base una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, que es un compuesto iónico formado por un catión distinto del H+ y un anión distinto del OH- u O2-
Ej.: Na (OH) + HCL ————- NaCL + H2O
–Reacciones de oxido-reducción
Las reacciones de oxido reducción o reacciones redox, se consideran como reacciones de transferencia de electrones.
Muchas de las reacciones redox se llevan a cabo en medio acuoso, pero esto no implica que todas las reacciones sucedan en este medio.
El termino reacción de oxidación se refiere a la semirreaccion que implica la perdida de electrones, mientras que en una reacción de reducción implica la ganancia de electrones.
Existen diferentes tipos de reacciones redox: reacción de combinación donde dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes. Reacción de combustión es una reacción en la cual la sustancia reacciona con el oxigeno, por lo general con la liberación de calor y luz para producir una flama. Reacción de desplazamiento en esta reacción un ión de un compuesto se reemplaza por un ión de otro compuesto. Reacción de desproporción en esta reacción un mismo elemento en un estado de oxidación se oxida y se reduce al mismo tiempo.
–Concentración de las disoluciones
Para conocer la concentración de una disolución es necesario conocer la cantidad de los reactivos presentes en una disolución.
La concentración de una disolución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente o de disolución. La concentración de una disolución se puede expresar en muchas formas distintas, la más conocida es la molaridad.
Molaridad = moles de soluto / litros de solución
Dilución de disoluciones
La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una mas concentrada.
Molaridad inicial x volumen inicial = Molaridad Final x volumen final
Mi x Vi = Mf x Vf
TEMA 3
Gases
–Sustancias que existen como gases
Los elementos que existen como gases a 25° y una atmósfera son: H, N, O, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, CO, HF, NO. Algunos compuestos se comportan como gases dependiendo la presión y la temperatura a la cual se encuentran sometidos.
–Presión de un gas
Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. Por lo tanto presión se define como la fuerza aplicada por unidad de área (cantidad de choques con las paredes del recipiente)
Presión atmosférica
La presión atmosférica es la presión que ejerce la atmósfera sobre la tierra, el valor de la presión atmosférica depende de la localización, la temperatura y las condiciones climáticas.
–Las leyes de los gases
*Ley de Boyle. : Boyle analizo la relación que existe entre la presión y el volumen de un gas a temperatura constante. Una vez que concluyo este análisis determino que la presión de una cantidad fija de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas. Si se duplica la presión de un gas respecto a la presión original, el volumen disminuirá a la mitad del volumen original.
P1 x V1 = P2 x V2
*Ley de charles y gay – lussac este estudio se basa sobre los efectos que el cambio de temperatura puede afectar en el volumen y presión de un gas.
Estos físicos estudiaron la relación que tiene la temperatura y el volumen de un gas a presión constante, y ellos establecieron que, el volumen de una cantidad fija de gas mantenido a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.
V = K ; Vi = Vf
T Ti Tf
*Ley de avogadro avogadro establece que a presión y temperatura constantes el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente.
V = K nº
–Ecuación del gas ideal
La ecuación del gas ideal explica la relación entre las cuatro variables, presión, volumen, temperatura, y numero de moles. Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión volumen y temperatura se puede describir completamente con la ecuación del gas ideal.
P x V = nº x R x T
–Ley de dalton de las presiones parciales
Dalton establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo.
Presión total = (presión a + presión b + presión de nª).
(Gas Nº 1) (Gas Nº 2)
Para sacar las presiones parciales se utiliza la siguiente formula:
Teniendo en cuenta la ecuación de los gases ideales.
Presión a = fracción molar a x presión total
(Pa = Xa x Pt) Fracción molar a= numero de moles de a / numero de moles totales
–La masa molar de una sustancia gaseosa:
Se puede tener la impresión de que la masa molar de una sustancia se encuentra al examinar su formula y sumando las masas molares de los átomos que la componen. Si embargo, este procedimiento solo funciona si se conoce la formula real de la sustancia. Los químicos con frecuencia trabajan con sustancias de composición desconocidas o solo parcialmente conocidas, si la sustancia desconocida es un gas se puede encontrar su masa molar gracias a la ecuación del gas ideal.
–desviación del comportamiento ideal:
Las leyes de los gases supone que las moléculas en estado gaseoso no ejercen fuerza alguna entre ellas, ya sean de atracción o de repulsión. Otra suposición es que el volumen de las moléculas es pequeño y por lo tanto despreciable con respecto al del recipiente que lo contiene. Un gas que satisface estas dos suposiciones se dice que tiene comportamiento ideal.
Aunque se puede suponer que los gases reales se comporten como un gas ideal, no se puede esperar que lo hagan en todas las condiciones (P, T). Sin las fuerzas intermoleculares los gases no se podrían condensar y formar un líquido.
¿En que condiciones los gases no mostraran comportamiento ideal?
Cuando aumenta la presión, las desviaciones son significativas. Las fuerzas de atracción operan a distancias relativamente cortas. A la presión atmosférica, las moléculas de un gas están muy separadas y las fuerzas intermoleculares son despreciables. A presiones elevadas, aumenta la densidad del gas y las moléculas ahora están mas cerca unas de otras. Entonces, las fuerzas intermoleculares pueden ser muy significativas y afectar el movimiento de las moléculas, por lo que el gas no se comportara de forma ideal.
Otra manera es disminuyendo la temperatura, con el enfriamiento del gas disminuye la energía cinética promedio de sus moléculas, que en cierto sentido privan el impulso para romper su atracción mutua.
Para estudiar los gases reales es necesario modificar la ecuación, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y los volúmenes finitos.
Cuando una molécula se aproxima hacia la pared de un recipiente, las atracciones ejercidas
Por las moléculas vecinas tienden a suavizar el impacto de esta molécula con la pared. El efecto global es una disminución de la presión ejercida por el gas, que la que se esperaría por un gas ideal.
El factor de corrección para la presión (an^2/V^2) se puede entender como las interacciones intermoleculares que dan lugar al comportamiento no ideal dependen de la frecuencia con que se acerquen dos moléculas. El numero de dichos encuentros aumenta con el "cuadrado" del numero de moléculas por unidad de volumen, ((n/V) ^2), debido a que la presencia de cada una de las dos moléculas en una región determinada es proporcional a (n/V). La cantidad (P (ideal)) es la presión que se medirá si no existieran atracciones intermoleculares, y, entonces "a" es tan solo una constante de proporcionalidad.
Otra corrección es la concerniente al volumen ocupado por las moléculas del gas. En la ecuación del gas ideal V representa el volumen del recipiente. Sin embargo, cada molécula ocupa un volumen intrínsico finito, aunque pequeño, de manera que el volumen del gas se convierte en (V-nb), donde "n" es el número de moles del gas y "b" es una constante de proporcionalidad. El termino (nb) representa el volumen ocupado por "n" moles del gas.
TEMA 4
Termoquímica
–Naturaleza y tipos de energía
La energia se define como la capacidad para efectuar un trabajo, todas las formas de energia son capaces de efectuar un trabajo. Existen varias formas de energía, entre las mas conocidas se encuentran: la energía cinética, energía radiante, energía térmica, energía química, y energía potencial.
Todas las formas de energía se pueden convertir unas en otras.
–Cambios energéticos en las reacciones químicas
Casi todas las reacciones químicas absorben o producen energía, por lo general en forma de calor. Es importante entender la diferencia entre energía térmica y calor. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas.
La termoquímica es el estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas
Para analizar los cambios de energía asociados a las reacciones químicas, primero es necesario definir el sistema. Existen tres tipos de sistema, abierto, cerrado, y aislado.
Un sistema abierto puede intercambiar masa y energía en forma de calor con sus alrededores, un sistema cerrado permite la transferencia de energía pero no de masa. Mientras que en un sistema aislado se impide la transferencia de masa o energía con el medio.
Cuando una reacción cede calor a sus alrededores estamos en presencia de un proceso exotérmico (libera calor), cuando a la reacción se le debe suministrar calor se esta en presencia de un proceso endotérmico (absorbe calor)
–Entalpía
Es la cantidad termodinámica que se utiliza para describir los cambios de energía que se llevan a cabo a presión constante.
La entalpía de la reacción es la diferencia entre entalpías de los productos y los reactivos. Si este resultado es negativo el proceso es exotérmico, y si positivo el proceso será endotérmico.
-Calorimetría
La calorimetría es la medición de los cambios de calor.
Calor específico y capacidad calorica
El calor especifico de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia, sus unidades son J/g C°.
La capacidad calorífica de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura determinada de la cantidad de sustancia, su unidad son J/C°.
–Entalpía estándar de formación y de reacción
El punto de referencia "nivel del mar" para todas las expresiones de entalpía recibe el nombre de entalpía estándar de formación. Se dice que las sustancias están en estado estándar a 1atmosfera cúbica, de ahí el término entalpía estándar. Por convenio la entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero.
Mientras que la entalpía estándar de reacción se define como la entalpía de una reacción que se efectúa a una atmósfera.
–Ley de Hess
La ley de hess establece que el cambio total de entalpía en una reacción es igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos individuales que conducen a la reacción total.
TEMA 5
Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos
–Propiedades de las ondas
Una onda es como una alteración vibrátil mediante la cual se transmite energía. Las propiedades de estas ondas son su longitud y altura, así como el número de ondas que pasan en un determinado punto en el transcurso de un segundo.
La longitud de la onda es la distancia entre puntos iguales de ondas sucesivas. La frecuencia es el número de ondas que pasan en un punto durante un segundo. La amplitud de la onda es la distancia vertical de la línea media de una onda a su cresta o su valle
–Radiación electromagnética
La radiación electromagnética es la emisión y transmisión de energía en forma de ondas electromagnéticas.
–El efecto fotoeléctrico
El efecto fotoeléctrico es un fenómeno en el que los electrones son expulsados desde la superficie de ciertos metales que se han expuesto a la luz de al menos determinada frecuencia mínima, y que se conoce como frecuencia umbral.
Teoría de bohr del átomo de hidrogeno:
Postula que el electrón (e-) puede girar alrededor del núcleo, en ciertas capas u orbitas circulares. La energía de cada una de estas orbitas va aumentando a medida que consideramos orbitas mas lejanas del núcleo. Para diferenciar dichas capas se utilizan letras.
Ej. K considerada como la orbita de menor energía.
Cuando el electrón de hidrogeno esta en la primera orbita, o sea cercana al núcleo se dice que esta en su estado fundamental.
En determinadas sustancias el electrón que esta en la capa K puede saltar a una capa mas lejana del núcleo. Por que existe una fuerza de atracción entre el núcleo y el electrón.
Para elevar a el (e-) a una capa lejana del núcleo, hay que realizar un trabajo de energía.
Cuando se entrega energía al electrón, para que pase a una capa de mayor energía se dice que el átomo esta en estado excitado.
El estado excitado no es estable, por que el electrón tiende a volver a su estado fundamental, y cuado lo hace libera el exceso de energía, la cual es igual a la absorbida.
Para excitar un electrón se requiere una absorción de energía y para volver a un electrón a su estado fundamental habrá una emisión de energía.
La energía para excitar los electrones se puede proveer en forma de energía eléctrica o por calentamiento intenso. Luego se observara la radiación de energía emitida en forma de luz.
–Espectros de emisión
Los espectros de emisión son los espectros continuos o de líneas de radiación emitida por las sustancias, cuando los electrones presentan imágenes de emisión o absorción de energía.
Ejemplo de espectros son la radiación del sol, o un hierro calentado al rojo vivo.
–Mecánica cuantica
Con la mecánica cuantica no se puede saber en que lugar del átomo de localiza un electrón, pero si se puede definir la región en la que puede encontrarse en un momento dado.
Bohr, no pudo explicar los espectros de emisión de los átomos que contenían más de un electrón, como los átomos de helio y de litio. Tampoco pudo explicar la aparición de mas líneas de espectros de emisión del hidrogeno cuando se le aplica un campo magnético. Para describir el problema de localizar una partícula subatómica que se comporta como una onda, Werner Heinsenberg formulo lo que se conoce como "el principio de incertidumbre".
Principio de incertidumbre:
Bohr: es posible calcular en forma simultanea la velocidad de un (e-) en una orbita y la posición del mismo dado por el radio de la orbita, ya que en este modelo el electrón recorre caminos establecidos.
Heisenberg: es imposible medir con exactitud en forma simultánea la posición y la velocidad de un electrón, el que pude ser expresado en forma matemática de la siguiente manera:
(Variación) X. (variación) P = h /4(pi) (X es la posición del electrón, V velocidad del (e-))
Donde (variación X) y (variación P) son las incertidumbres, en las mediciones de posición y momento. La ecuación expresa que si se mide con precisión el momento de una partícula (es decir si (variación P) se hace una cantidad pequeña), el conocimiento de la posición se hará correspondientemente menos preciso. (es decir (variación X) se hará mayor). Del mismo modo, si la posición de la partícula se conoce con precisión, entonces la medición de su momento debe ser menos precisa. Al aplicar el principio de incertidumbre al átomo de hidrogeno, se puede ver que en realidad el electrón no viaja en la orbita alrededor del núcleo con una trayectoria bien definida, como Bohr pensó. Si así fuera, se podrían determinar con precisión tanto la pocision del electrón (a partir del radio de su orbita) como su momento (a partir de su energía cinética).
La naturaleza dual del electrón: ¿Por qué el electrón en el átomo de Bohr, esta restringido a viajar en orbitas alrededor del núcleo a ciertas distancias?
Ni el mismo Bohr tuvo una explicación lógica. De Broglie razono que si las ondas luminosas se pueden comportar como una corriente de partículas (fotones), entonces quizás las partículas como los electrones pueden tener propiedades ondulatorias. De acuerdo con De Broglie, un electrón enlazado a un núcleo se comporta como una onda estacionaria. Estas se pueden generar por ejemplo, al pulsar una cuerda de una guitarra. Las ondas se describen como estáticas o estacionarias porque no se desplazan a lo largo de la cuerda. Algunos puntos de la cuerda, llamados nodos, no se mueven en absoluto, es decir la amplitud en estos puntos es (0) cero.
En cada extremo hay nodos y pueden haber varios entre ellos. A mayor frecuencia de la vibración, menor es la longitud de onda de la onda estacionaria y mayor es el número de nodos. Solo puede haber ciertas longitudes de onda en cualesquiera de los movimientos permitidos de la cuerda.
De Broglie argumento que si el electrón se comporta como una onda estacionaria en el átomo de hidrogeno, la longitud de onda debe caber exactamente en la circunferencia de la orbita. De lo contrario, parte de la onda se cancelaría así misma en cada orbita sucesiva, con el tiempo la amplitud de la onda se reduciría a cero y ya no existiría.
–Números cuanticos:
Los números cuanticos se utilizan para describir los orbitales atómicos e identificar a los electrones que están dentro. En la mecánica cuantica se precisan solo tres números cuanticos, el número cuantico principal, el número cuantico del momento angular, y el número cuantico magnético. También se puede utilizar un cuarto número cuantico, el número cuantico del espin.
El numero cuantico principal toma valores enteros (1, 2, 3,4etc) y corresponde al numero cuantico de la ecuación. Este numero cuantico (N) define la energía de un orbital y de por si su tamaño.
El número cuantico del momento angular (L) expresa la forma de los orbitales, estos valores dependen del número cuantico principal (N-1). Ej: si n valiera 1 el valor que tomaría L seria, L= 0 (orbital s). Si n valiera 2, L= (0; 1).
A su vez cada valor de L esta representado por letras que nos definen el orbital.
El numero quántico magnético (ML), describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de un sub nivel el valor de ML depende del valor que tenga L, para este valor se calcula 2xL + 1. Ejemplo si n vale 3, L = (N-1) (2), ML valdría –2,-1, 0, 1,2.
O sea –L, (-L+1), 0, (+L-1),+L.
El numero quántico del espin del electrón (MS) define el sentido de giro de un electrón, el valor que toma puede ser +1/2 o –1/2.
–Orbitales atómicos
Densidad electrónica: es la probabilidad de encontrar un electrón en una región particular del átomo.
Orbital atómico: se puede considerar como la función de onda del electrón. Cada orbital atómico tiene una energía característica y una distribución característica de la densidad electrónica.
Orbitales s, p y d
Los orbitales atómicos son descripciones matemáticas de la probabilidad de encontrar en un lugar determinado los electrones de un átomo o molécula. Estas descripciones se obtienen resolviendo la llamada ecuación de Schrödinger. Los orbitales mostrados ilustran la distribución espacial de electrones con momento angular progresivamente mayor (s, p, d, f). Nunca puede haber más de dos electrones en un mismo orbital. La distribución global de los electrones de un átomo es la suma de muchos orbitales semejantes. Esta descripción se ha visto confirmada por muchos experimentos físicos y químicos, entre ellos una imagen real de un orbital p obtenida por un microscopio de barrido de efecto túnel.
–Configuración electrónica
La configuración electrónica se utiliza para saber la manera en que se encuentran distribuidos los electrones entre los distintos orbitales atómicos.
Principio de exclusión de pauli
El principio de exclusión de pauli es útil para determinar las configuraciones electrónicas de los átomos poli eléctricos. Este principio establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuanticos. Es decir que deben tener distintos valores de MS.
Diamagnetismo y paramagnetismo
Las sustancias paramagnéticas son aquellas que contienen espines no apareados, por o que sus campos magnéticos se refuerzan y son atraídas por un imán, mientras que las sustancias diamagnéticas son aquellas que contienen espines apareados, por lo que los efectos magnéticos se cancelan y son repelidas por un imán.
Regla de hund
La regla de hund establece que la distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor número de espines paralelos.
Reglas generales para la asignación de electrones en los orbitales atómicos
1- Cada capa p nivel de N contiene n subniveles. Ej: si N=2 hay dos subniveles, (dos valores de l) de números cuanticos de momento angular 0 y 1
2- Cada subnivel de numero cuantico l contiene (2l + 1) orbitales. Ej: si L=1 entonces hay tres orbitales p
3- Cada orbital admite un máximo de dos electrones, por lo tanto, el máximo número de electrones es simplemente el doble del número de orbitales empleados
4- De acuerdo con la formula 2n2 es fácil calcular el máximo numero de electrones que puede tener un átomo en el nivel principal n
–El principio de construcción
El principio de construcción establece que cuando los protones se incorporan al núcleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma forma a los orbitales atómicos. Este proceso da un conocimiento preciso de las configuraciones electrónicas de los elementos en el estado fundamental.
TEMA 6
Relaciones periódicas entre los elementos
–Clasificación periódica de los elementos
Los elementos de la tabla periódica se clasifican en diferentes categorías: los elementos representativos, gases nobles, elementos de transición, lantanidos, y actinidos.
Los elementos representativos son los elementos de los grupos 1 A a 7 A, los cuales tienen incompletos los subniveles s o p del máximo numero cuantico principal. Los metales de transición son los elementos de los grupos 1 B y de 3B hasta 8B los cuales tienen incompleto el subnivel d, o forman fácilmente cationes con el subnivel d incompleto.
Los lactanidos y actinidos algunas veces se denominan elementos de transición del bloque f porque su subnivel f esta incompleto.
–Variaciones periódicas de las propiedades físicas
Radio atómico el radio atómico es la mitad de la distancia que existe entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes. En la tabla periódica aumentan de derecha a izquierda y de arriba hacia abajo.
Radio iónico el radio iónico es el radio de un cation o un anion. Esto se mide por difracción e rayos x. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico.
Cuando un átomo neutro se convierte en un ion, se espera un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anion, su tamaño o radio aumenta debido a que la carga nuclear permanece constante, pero la repulsión,(debido a la adición de un electrón), aumenta el dominio de la nube electrónica. Por otra parte, al quitar uno o mas electrones de un átomo se reduce la repulsión (electrón – electrón), pero la carga nuclear permanece constante, con lo cual la nube electrónica se contrae, y el cation es mas pequeño que el átomo.
Variación de las propiedades periódicas a lo largo de un periodo y en un grupo
Al desplazarse de izquierda a derecha en un periodo hay una transición de metales a metaloides a no metales. Mientras que dentro de un grupo las propiedades físicas son las que varían, punto fusión, etc.
–energía de ionizacion
La energía de ionizacion es la energía mínima, (Kj/Mol) necesaria para desprender un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. Cuanto mayor sea la energía de ionizacion mas difícil es desprender un electrón. La energía de ionizacion en la tabla periódica crece desde abajo hacia arriba y de izquierda a derecha.
"Es una medida de la tendencia de un átomo a evitar la perdida de un electrón. A mayor energía de ionizacion, es mayor la fuerza del núcleo sobre el electrón".
Afinidad electrónica
La afinidad electrónica es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso acepta un electrón para formar un anion.
Cuanto mas positiva sea la afinidad electrónica de un elemento, mayor será la afinidad de un átomo de dicho elemento para aceptar un electrón.
"Es una medida de la tendencia de un átomo a ganar un electrón. Cuanto mas positivo es el valor de la afinidad electrónica, es mayor la tendencia de un átomo a ganar un electrón".
Generalmente, los metales tienen baja energía de ionizacion y los no metales, alta afinidad electrónica. Los gases nobles son muy estables debido a que sus subnibeles externos están completamente llenos. Los metales de los elementos representativos (de los grupos 1A, 2A y 3A), tienden a perder electrones hasta que sus cationes se vuelven isoelectronicos del gas noble que los precede en la tabla periódica. Los no metales (de los grupos 5A, 6A, Y 7A), Tienden a aceptar electrones hasta que sus aniones se vuelven isoelectronicos del gas que les sigue en la tabla periódica.
–El enlace iónico
Los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen mas probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos, en cambio, y los mas aptos para formar aniones son los halógenos y el oxigeno. Por lo tanto los elementos con bajas energías de ionización tienden a formar cationes, mientras los que tienen alta afinidad electrónica tienden a formar aniones. La fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico se denomina enlace iónico.
Los compuestos iónicos consiste en una red grande de iones, en la cual están balanceadas las cargas positivas y las cargas negativas. En un compuesto iónico solidó es máxima la fuerza de atracción neta de los iones. Un enlace iónico se forma cuando la diferencia de electronegatividad, entre los átomos enlazados es 2 o mas.
–Energía reticular de los compuestos iónicos
Es la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.
-El enlace covalente
Un enlace covalente es aquel en el cual dos electrones son compartidos por dos átomos (para cumplir con la regla del octeto), es decir un enlace covalente se forma cuando no hay suficientes electrones, para que cada átomo individual tenga el octeto completo. En este enlace los electrones que no participan se llaman pares libres, es decir pares de electrones de valencia que no participan en la formación del enlace covalente. Los átomos pueden formar distintos tipos de enlaces, enlace covalente simple, doble y triple.
Simple: cuando dos átomos comparten un par de electrones.
Dobles: cuando dos átomos comparten dos pares de electrones. Ej. Dióxido de carbono.
Triples: cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. Ej. El nitrógeno.
Longitud de enlace: es la distancia entre los núcleos de dos átomos unidos por un enlace covalente
Comparación de las propiedades de los compuestos covalentes y los compuestos iónicos
Existen varias diferencias entre estos compuestos, en los compuestos covalentes existen dos tipos de fuerzas de atracción, una es la que mantiene unidos a los átomos, y la otra es la que mantiene unidas a las moléculas a esta se la llama fuerza intermolecular. Estos compuestos son insolubles en agua, y no conducen la electricidad sus fuerzas moleculares son débiles.
En cambio en los compuestos iónicos existe una fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones de un compuesto iónico y estas fuerzas son muy fuertes. Muchos compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente, y tienen puntos de fusión muy elevados, son solubles en agua y sus disoluciones conducen la electricidad.
–El concepto de resonancia
Una estructura de resonancia es entonces una de dos o mas estructuras de lewis para una sola molécula que no se puede representar exactamente con una sola estructura de lewis. Por ende el término resonancia sugiere que se utilizan dos o más estructuras de lewis para representar una molécula particular.
–Excepciones a la regla del octeto
La regla del octeto predice, que los átomos forman suficientes enlaces covalentes para rodearse de ocho electrones cada uno. Las excepciones a la regla del octeto caen en tres categorías que se distinguen por un octeto incompleto.
En algunos casos el número de electrones que rodean al átomo central de una molécula es inferior a ocho. Ej: el berilio, su configuración electrónica es 1s2, 2s2, tienen dos electrones de valencia en el orbital 2s. El hidruro de berilio BeH2, no completa la regla del octeto.
–Geometría molecular
La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula afecta sus propiedades físicas y químicas, por ejemplo, el punto de fusión, densidad y el tipo de reacciones en que pueden participar.
Hibridación. La hibridación es el término que se aplica para explicar la mezcla de orbitales en un átomo, para generar un conjunto de orbitales híbridos. Los orbitales híbridos, que son orbitales atómicos que se obtienen, cuando dos o mas orbitales no equivalentes, del mismo átomo, se confinan preparándose para la formación del enlace covalente.
Hibridación sp3: considere la molécula de metano (CH4). Al analizar los electrones de valencia del carbono (C), se tiene:
Debido a que el átomo de carbono tiene dos electrones desapareados. En su estado formal podría formar solo dos enlaces con el hidrogeno (H). Para explicar los cuatro enlaces entre el carbono y el hidrogeno en el metano, se puede promover un electrón del orbital 2s al 2p.
Ahora hay cuatro electrones desapareados en el carbono. Se pueden generar 4 orbitales híbridos para el átomo de carbono, mezclando el orbital "s" con los tres "p".
Debido a que los nuevos orbitales se formaron a partir de un orbital s y tres p, el orbital hibrido recibe el nombre de "sp3".
Hibridación sp: se sabe que el berilio (Be), en estado fundamental, no forma enlaces covalentes con el cloro (Cl), por que sus electrones están apareados en el orbital 2s. Así que se recurre a la hibridación para explicar los enlaces del (Be). Primero se promueve un electrón del orbital 2s al 2p, de lo que resulta.
Ahora el berilio tiene dos electrones desapareados, disponibles para el enlace. Sin embargo, si dos átomos de cloro se combinan con el berilio en este estado excitado, un átomo de (Cl) compartiría un electrón 2s, mientras que el otro átomo compartiría un electrón en el orbital 2p, formándose dos enlaces (BeCl) no equivalentes.
En la molécula real de cloruro de berilio, los dos enlaces (BeCl) son idénticos en todos los aspectos. Así los orbitales 2s y 2p se deben mezclar o levar a cavo una hibridación, para formar dos orbitales sp equivalentes.
Hibridación sp2: al considerar solo los electrones de valencia, el diagrama orbital del boro es:
Primero se promueve en electrón del orbital 2s al orbital 2p vació:
Mezclando el orbital 2s con los dos orbitales 2p, se generan tres orbitales sp2 híbridos.
TEMA 7
Las fuerzas intermoleculares y los líquidos
–Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Estas fuerzas son las responsables del comportamiento no ideal de los gases.
Fuerzas dipolo-dipolo
Las fuerzas dipolo-dipolo son las fuerzas de atracción entre las moléculas polares, es decir entre moléculas que posee momentos bipolares.
Fuerzas Ion-dipolo
La ley de coulomb también explica las fuerzas ion-dipolo, las cuales atraen entre si a un ion (cation o anion) y a una molécula polar.
Fuerzas de dispersión
Son fuerzas de atracción que surgen como resultado de dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas, también se denominan fuerzas de london. Estas fuerzas aumentan con la masa molar.
El puente de hidrógeno
El puente de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar, como N-H, O-H o F-H, y un átomo electronegativo de O, N o F.
–Propiedades de los líquidos
Las fuerzas intermoleculares determinan las características estructurales y propiedades de los líquidos. Como son: la tensión superficial, la viscosidad.
–Cambios de fase
Los cambios de fases son en si las transformaciones de una fase a otra. Existen tres fases, liquido, sólido y gaseoso.
Equilibrio liquido-vapor
La evaporización o vaporización es el proceso en el cual un líquido se transforma en un gas.
Calor de vaporización y punto de ebullición
El calor de vaporización es una medida de la intensidad de las fuerzas intermoleculares que se ejercen en un líquido. Esta propiedad se define como la energía necesaria para evaporar un mol de un líquido. Mientras que el punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa. El punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la cual hierve cuando la presión externa es 1 atmósfera.
Diagrama de fases
Un diagrama de fases resume las condiciones en las cuales una sustancia existe como sólido, líquido o gas.
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