resumen de quimica viernes

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Apuntes de QUIMICA Pedro Benitez

ContenidoMateria

Una sustancia se identifica y distingue de otras por medio de sus propiedades o cualidades físicas y químicas. Las propiedades son las diversas formas en que impresionan los cuerpos materiales a nuestros sentidos o a los instrumentos de medida. Así podemos diferenciar el agua del alcohol, el hierro del oro, azúcar de la sal, etc.Las propiedades de la materia se clasifican en dos grandes grupos: generales y especificas.

I. Propiedades Generales:Son las propiedades que presenta todo cuerpo material sin excepción y al margen de su estado físico, así tenemos:

Masa: Es la cantidad de materia contenida en un volumen cualquiera, la masa de un cuerpo es la misma en cualquier parte de la Tierra o en otro planeta.

Volumen: Un cuerpo ocupa un lugar en el espacio Peso: Es la acción de la gravedad de la Tierra sobre los cuerpos. En los

lugares donde la fuerza de gravedad es menor, por ejemplo, en una montaña o en la Luna, el peso de los cuerpos disminuye.

Divisibilidad: Es la propiedad que tiene cualquier cuerpo de poder dividirse en pedazos más pequeños, hasta llegar a las moléculas y los átomos.

Porosidad: Como los cuerpos están formados por partículas diminutas, éstas dejan entre sí espacios vacíos llamados poros.

La inercia: Es una propiedad por la que todos los cuerpos tienden a mantenerse en su estado de reposo o movimiento.

La impenetrabilidad: Es la imposibilidad de que dos cuerpos distintos ocupen el mismo espacio simultáneamente.

La movilidad: Es la capacidad que tiene un cuerpo de cambiar su posición como consecuencia de su interacción con otros.

Elasticidad: Propiedad que tienen los cuerpos de cambiar su forma cuando se les aplica una fuerza adecuada y de recobrar la forma original cuando se suspende la acción de la fuerza. La elasticidad tiene un límite, si se sobrepasa el cuerpo sufre una deformación permanente o se rompe. Hay cuerpos especiales en los cuales se nota esta propiedad, como en una liga, en la hoja de un cuchillo; en otros, la elasticidad se manifiesta poco, como en el vidrio o en la porcelana.

II. Propiedades Especificas:Son las propiedades peculiares que caracterizan a cada sustancia, permiten su diferenciación con otra y su identificación.Entre estas propiedades tenemos: densidad, punto de ebullición, punto de fusión, índice de refracción de luz, dureza, tenacidad, ductibilidad, maleabilidad, solubilidad, reactividad, actividad óptica, energía de ionización, electronegatividad, acidez, basicidad, calor latente de fusión, calor latente de evaporización, etc.

Las propiedades especificas pueden ser químicas o físicas dependiendo si se manifiestan con o sin alteración en su composición interna o molecular.1. Propiedades Físicas: Son aquellas propiedades que impresionan nuestros sentidos sin alterar su composición interna o molecular.

Ejemplos: densidad, estado físico (solido, liquido, gaseoso), propiedades organolépticas (color, olor, sabor), temperatura de ebullición, punto de fusion,

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solubilidad, dureza, conductividad eléctrica, conductividad calorífica, calor latente de fusión, etc.A su vez las propiedades físicas pueden ser extensivas o intensivas. Propiedades Extensivas: el valor medido de estas propiedades depende

de la masa. Por ejemplo: inercia, peso, área, volumen, presión de gas, calor ganado y perdido, etc.

Propiedades Intensivas: el valor medido de estas propiedades no depende de la masa. Por ejemplo: densidad, temperatura de ebullición, color, olor, sabor, calor latente de fusión, reactividad, energía de ionización, electronegatividad, molécula gramo, átomo gramo, equivalente gramo, etc.

2. Propiedades Químicas: son aquellas propiedades que se manifiestan al alterar su estructura interna o molecular, cuando interactúan con otras sustancias.

Ejemplos: El Fe se oxida a temperatura ambiental y el Oro no se oxida; el CH4 es combustible y el CCl4 no escombustible; el Sodio reacciona violentamente con el agua fria para formar Hidróxido de Sodio y el Calcioreacciona muy lentamente con el agua para formar Hidróxido de Calcio; el alcohol es inflamable y el H2O no lo es; el acido sulfúrico quema la piel y el acido nítrico no, etc

ContenidoCuadro resumen de Materia: Sistemas materiales, homogéneos y heterogéneos. Sustancias puras, simples y compuestos. Soluciones, soluto y solvente. Suspensiones y emulsiones. Sistemas dispersos.

SISTEMAS MATERIALES

MateriaEs todo lo que posee masa, y ocupa un lugar en el espacio.

Sistema MaterialPorción de materia que se aisla para su estudio.

Sistema HomogéneoEs aquel sistema que en todos los puntos de su masa posee iguales propiedades físicas y químicas (mismas propiedades intensivas). No presenta solución en su continuidad ni aun con el ultramicroscopio.

Sustancia PuraSistema homogéneo con propiedades intensivas constantes que resisten los procedimientos mecánicos y físicos del análisis.

SimplesSustancia pura que no se puede descomponer en otras. Esta formada por átomos de un mismo elemento.

CompuestoSustancia pura que se puede descomponer en otras. Esta formada por átomos de diferentes elementos.

SoluciónSistema homogéneo constituido por dos o más sustancias puras o especies químicas.

SolutoSustancia en menor abundancia dentro de la solución.

SolventeSustancia cuyo

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estado físico es el mismo que el que presenta la solución.

Sistema HeterogéneoEs aquel sistema que en diferentes puntos del mismo tiene distintas propiedades físicas y quimeras (distintas propiedades intensivas). Presenta solución en su continuidad (superficie de separación).

Dispersión GroseraSistemas heterogéneos visibles a simple vista.

Dispersión FinaSistema heterogéneo visible al microscopio (10000000 A < partículas < 500000 A).

SuspensionesDispersiones finas con la fase dispersante liquida y la dispersa sólida.

EmulsionesDispersiones finas con ambas fases liquidas.

Dispersión ColoidalSistema heterogéneo no visible al microscopio, visible al ultramicroscopio.

SISTEMAS DISPERSOS

Sistema Ejemplo

Gaseoso

Gas en gas Aire

Líquido en gas Niebla, espuma

Sólido en gas Humo

Líquido

Gas en líquido Soda, oxígeno en agua

Líquido en líquido Aceite en agua

Sólido en líquido Arena en agua, tinta china

Sólido

Gas en sólido Hielo en aire, piedra pome

Líquido en sólido Agua en arena

Sólido en sólido Arena y azufre en polvo

ContenidoCuadro resumen de Materia: Estados de Agregación de la Materia. Cambios de

Estado.Estados de Agregación de la Materia

Estados Principales

Estados Intermedios

Características

Sólido - Poseen forma propia, sus moléculas se hallan en un estado de orden regular, no son compresibles, entre sus moléculas predomina la fuerza de atracción Van der Waals.

Vítreo - Líquido de alta viscosidad que ha perdido su capacidad de fluir.

Pastoso - Líquido de alta viscosidad factible de moldeo.

Gel - Suspensión coloidal de partículas sólidas en un líquido, en el que éstas forman una especie de red que le da a la suspensión cierto grado de firmeza elástica.

Liquido - No tiene forma propia, sus moléculas no se hallan en estado de orden regular, tiene superficie libre y horizontal, no son compresibles, las fuerzas de atracción y repulsión están equilibradas.

Gaseoso - No tienen forma propia, sus moléculas tienen mucha movilidad y lo hacen en espacios muy grandes con respecto a su propio volumen, poseen fuerza expansiva, no tienen superficie libre, son fácilmente compresibles, predominan entre sus moléculas las fuerzas de repulsión.

Plasma - Gas ionizado en que los átomos se encuentran disociados en

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electrones e iones positivos cuyo movimiento es libre. La mayor parte del universo está formado por plasma.

En éste punto debe quedar entendida la diferencia entre gas y vapor, aunque se trate del mismo estado de agregación, es decir valen para el vapor las características presentadas para el estado gaseoso.

La sustancia gaseosa se encuentra en éste estado en condiciones normales de presión y temperatura (C.N.P.T), para licuar un gas primero hay que comprimirlo y luego enfriarlo o viceversa.

Los vapores se encuentran en estado de vapor por haber sufrido algún cambio en sus condiciones, dicho de otro modo estas sustancias en condiciones normales de presión y temperatura (C.N.P.T) son líquidas o sólidas, para condensar una sustancia en estado de vapor alcanza con enfriarla o comprimirla.

Cambios de Estado de la Materia

Los cambios de estado son cambios físicos ya que cambia el estado físico de la sustancia. Mientras dura el cambio de estado la temperatura permanece constante.

Sólido Fusión

Liquido Solidificación

Sólido Volatilización

Gas Sublimación

Sólido Volatilización

Vapor Sublimación

Liquido Gasificación

Gas Licuación

Liquido Vaporización

Vapor Condensación

Fusión: pasaje de estado sólido a estado líquido. Por ejemplo el hielo (agua sólida).

Solidificación: pasaje de estado líquido a estado sólido.

Vaporización: pasaje de estado líquido a estado de vapor. Por ejemplo el agua líquida, cloroformo, éter.

Condensación: pasaje de estado de vapor a estado líquido.

Gasificación: pasaje de estado líquido a estado gaseoso. Por ejemplo el metano líquido.

Licuación: pasaje de estado gaseoso a estado líquido.

Volatilización: pasaje de estado sólido a estado vapor. Por ejemplo el dióxido de carbono sólido (CO2) o hielo seco, la naftalina y el iodo.

Sublimación: pasaje de estado vapor a estado sólido.

Consideraciones

- La evaporación y la ebullición son dos formas de producir el cambio de líquido a gas o vapor. La evaporación ocurre en la superficie del líquido. La ebullición ocurre en toda la masa del líquido.

- Cada sustancia pura tiene su propia temperatura de fusión denominada punto de fusión, en éste punto la presión de vapor del sólido equilibra a la presión de vapor del líquido.

- Cada sustancia pura tiene su propia temperatura de ebullición denominada punto de ebullición, en éste punto la presión de vapor del líquido equilibra a la presión exterior.

Contenido

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Cuadro resumen de Materia: Propiedades de la Materia. Propiedades intensivas y extensivas.

Propiedades de la Materia

Una propiedad de la materia es una cualidad de la misma que puede ser apreciada por los sentidos, por ejemplo el color, la dureza, el peso, el volumen, etcétera.

Estas, y otras propiedades se clasifican en dos grandes grupos:

Propiedadesde la Materia

Propiedadesextensivas

- Son aquellas quevarían con la cantidadde materia considerada

PesoVolumenLongitud

Propiedadesintensivas oespecíficas

- Son aquellas que novarían con la cantidadde materia considerada

Punto de fusiónPunto de ebulliciónDensidadCoeficiente desolubilidadIndice derefracciónColorOlorSabor

ContenidoCuadro resumen de Materia: Los fenómenos. Fenómenos físicos y químicos.

Los fenómenosLa caída de un cuerpo, la combustión de la madera, la ebullición del agua, la reacción entre un ácido y una base, las oscilaciones del péndulo, la fusión de la parafina, la solidificación del agua, la sublimación del yodo, son, en ciencia, fenómenos.

Fenómeno es todo cambio que en sus propiedades o en sus relaciones presentan los cuerpos.Clasificación de los fenómenos

Fenómenos

Físicos

- El fenómeno se puede repetir con la misma materia inicial.

- El cambio que sufre la materia no es permanente.

Punto de fusiónPunto de ebulliciónDestilaciónFiltraciónCambios de estado

Químicos- El fenómeno no se puede repetir con la misma materia inicial.

- El cambio que sufre la materia es permanente.

CombustiónOxidaciónReacciones químicas

ESTADOS DE AGREGACION· Estado Gaseoso.

Los gases difieren fundamentalmente de los líquidos y de los sólidos en que el

volumen depende de su T ° y de la P aplicada.

A bajas P y altas T °, se cumplen aproximadamente las leyes de Boyle, Gay Lussac y Avogadro, tal como se expresan en la ecuación de estado de los gases (Gas Ideal):

P.V = n.R.T

Pero a medida que aumenta la P o disminuye la T °, aparecen desviaciones manifiestas del comportamiento ideal. Esto se ve cuando el Factor de Compresibilidad (Z) se desvía de la unidad, sabiendo que dicho desvío se debe al comportamiento más real de un gas. Dicho Z se calcula como:

P.V/R.T = 1 (para un mol del gas).

NOTA: Las Fuerzas de atracción Intermoleculares hacen que el Z < 1, mientras que el efecto basado en el volumen de las moléculas hace que el Z > 1.

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La ley de Boyle debe invalidarse a presiones muy elevadas, pues para tales presiones pronostica volúmenes de gases infinitesimalmente pequeños, que realmente no podrían existir pues el menor volumen que presentan es el de las moléculas del mismo gas.

Por otra parte, las Fuerzas Intermoleculares, pues éstas reducen a las fuerzas de colisión, con lo que la p ejercida en las paredes de los recipientes por el gas real, es menor.

- Ecuación de un Gas Real:

Una de las más difundidas es la ecuación de Van der Waals, que introduce unas correcciones a la ecuación de los gases:

Corrección de P P real = P + n ².a/V ²

Corrección de V V real = V - n.b

Donde a y b depende de cada gas.

Hay que decir que la corrección de P se debe a las fuerzas intermoleculares y la de volumen a los volúmenes moleculares, por lo tanto la ecuación de un gas Real quedará como:

(P + n ².a).(V - n.b)/V ² = n.R.T

A esta ecuación se la llama Ecuación de Van der Waals.

- Difusión y Efusión. Ley de Graham:

- Difusión = es el proceso de expansión a través del espacio por parte del gas.

- Efusión= es el proceso de pasaje a través de poros pequeños por parte del gas.

- Ley de Graham (aplicable a la Efusión de gases) =

"El tiempo que tarda un volumen de un gas para pasar a través de un orificio, es inversamente proporcional a su velocidad de efusión", o sea que matemáticamente será:

t2/t1 = M2/M1 = δ 2/ δ 1

de donde se puede definir a la velocidad de Efusión como: v = V/t

Licuefacción de Gases:

En A tenemos un gas a elevada T y V, y baja P. Si disminuimos el V a T = constante, el gas se compacta según la Ley de Boyle (P*V = constante) y observamos como aumenta la presión hasta B.

A dicha presión (B), al disminuir el V vemos que la P no varía, esto se debe a que comienzan a ejercerse fuerzas de atracción entre las moléculas. Esta presión se mantiene constante. Hasta C donde todo el gas se convierte en liq. y la pendiente de la curva CD evidencia la incompresibilidad de los mismos.

La porción de curva AB denota la existencia de gas solamente; la CD,líquido; en cambio en la porción BCcoexisten en equilibrio, gas y líquido,en donde la proporción de líquido a gas aumenta cuando diminuye el volumen (de B a C).

Si se repite la experiencia a mayores T °, vemos que la curva es análoga a la anterior, excepto que la porción horizontal, sobre la cual se efectúa la Licuefacción,es más corta. La misma se reduce a un punto (E), el cual es el límite por encima de la cual no se puede licuar un gas, es decir, que no existe el líquido por encima de esa Tc (Temperatura crítica),Pc (Presión Crítica) y Vc (Volumen Crítico), cualquiera sea la presión aplicada. La curva que pasa por el punto E se denomina Isotérma Crítica.

Generalmente se utiliza el término vapor para definir a una sustancia gaseosa cuando su temperatura está por debajo del valor crítico, por lo tanto un vapor puede ser licuado por efecto de la presión.

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- Presión de Vapor:

Es la presión a la cual vapor y líquido coexisten en equilibrio (dentro del tramo BC de la curva de Licuefacción de gases). Dicha presión aumenta al elevarse la T °, estableciéndose un límite en el Punto Crítico.

- Ecuación de Clapeyron-Clausius:

D Pv/dT = Lv/T.(V vapor - V líquido)

Donde:

D Pv/dT : representa la velocidad de variación de la P de vapor con la T °.Lv : calor Latente de Vaporización (Δ Hv).V vapor y V líquido: Volúmenes de Vapor y Líquido respectivamente.T: Temperatura Absoluta.

Si integramos entre dos puntos, obtendremos:

Ln (pv2/pv1) = - Lv.(1/T2 - 1/T1)/R

pv = e - Lv/(R*T)

- Estado Líquido.

Para todo gas hay una temperatura en particular a la cual las fuerzas intermoleculares toman suficiente intensidad como para que las moléculas condensen, formando un nuevo estado: el líquido.

- Características del Estado Líquido:

En los gases las moléculas se mueven rápidamente y en forma desordenada. En los sólidos, se mantienen juntas y en posiciones ordenadas. En cambio en los líquidos, es una forma intermedia entre ambos, las moléculas se mueven más lentamente que en los gases; pero las fuerzas intermoleculares las mantiene juntas dentro de un volumen definido. No obstante, la velocidad con que se mueven éstas, les impide formar un retículo cristalino (que sí se da en los sólidos),es por ello que un líquido retiene su volumen pero no su forma, es decir, que adquieren la forma del recipiente que los contiene.

Un cambio de P casi no altera a los líquidos, puesto que hay poco espacio entre sus moléculas; en cambio un aumento en la T °, modifica ligeramente su volumen, por lo que la densidad del líquido disminuye.

- Difusión:

Dos líquidos que son mutuamente solubles, se difundirán el uno en el otro al juntarlos. La velocidad de difusión dependerá de las densidades de los mismos pero siempre serán menores a la de los gases. Esto es debido a que las moléculas de los líquidos están relativamente juntas, por lo tanto una molécula de un líquido sufre muchos choques con las otras en un período dado, lo que alienta el proceso de difusión.

- Tensión Superficial:

Las moléculas superficiales están sometidas a fuerzas que las atraen hacia el interior de los líquidos. Es como si la superficie de los mismos estuviesen sometidos a una constante tensión,parecido a cuando una piel estrecha esta recubriendo una superficie.

A este fenómeno se lo denomina tensión superficial y es una de las causas por la cual los líquidos tienden a adoptar la forma geométrica más simple,o sea la esfera (es el caso de las gotas de líquido en caída libre).

La medición de dicha tensión superficial se realiza a través de la experiencia del "capilar", en donde se observa el escalamiento de una semiesfera de líquido retenida dentro de un tubo capilar, del cual debe conocerse su radio para lograr así obtener el Coeficiente de Tensión Superficial (γ) :

γ =½.h.g.δ.r

Donde h: es la altura que ha ascendido la

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: semi-burbúja.δ: es la densidad del líquido.r: es el radio del tubo capilar.

- Viscosidad:

Es la resistencia que presentan los líquidos al movimiento, o podría decirse también que forma parte de un rozamiento interno del mismo, pues es una propiedad que se opone al movimiento de capas adyacentes que se alojen dentro del seno del mismo.

Cuando un cuerpo de inserta dentro del seno de un líquido, la viscosidad hace que su velocidad no sea nula en su estadía dentro de él, sino que adquiere una v = constante cuando la fuerza de gravedad equilibra la fuerza que realiza la viscosidad para sacarlo del líquido.

Para los cálculos de viscosidad en diferentes líquidos normalmente se utiliza la Fórmula de Stokes, que para una esfera de radio "r" que cae a v = constante será:

v = 2.g.r ².(δ ´- δ)/9. μ

Donde:

M : es el Coeficiente de Viscosidad del Líquido.δ ´: es la densidad de la esfera.δ : es la densidad del líquido.

NOTA: Generalmente sucede que la δ ´>> δ por lo que la fórmula se ve reducida a:

v = 2.g.r ².δ ´/9. μ

La medición de la viscosidad se realiza indirectamente a través de una medición de tiempos de caída de un mismo objeto dentro de dos sustancias: una de viscosidad conocida y otra que será la que averiguaremos por medio de la fórmula:

t = μ /δ μ = t. δ

NOTA: la Viscosidad Cinemática (v) es la relación que existe entre la Viscosidad Absoluta y la Densidad del Líquido:

v = μ/δ

La relación de la Viscosidad con la T °, viene dada exponencialmente a través de la fórmula:

μ = A.e E/(R*T)

donde vemos que la viscosidad disminuye a medida que la T ° aumenta. También debemos decir que A y E son ctes. que dependen del líquido usado.

- Evaporación:

Las moléculas de un líquido tienen Energías Cinéticas que se distribuyen muy ampliamente y cuyo promedio queda determinado según la T °. Esta energía cambia cuando las moléculas chocan entre sí, o sea que pueden tener energías altas y bajas en cualquier momento. Es por ello que las moléculas ubicadas en la superficie de los líquidos poseen mayor Energía que el resto, es decir que escapan a las fuerzas de atracción de las otras moléculas, pudiendo así, escapar al exterior (transformandosé en estado gaseoso) mediante la ayuda de calor exterior. Este proceso de "escape" se lo denomina Evaporación o Vaporización.

La energía que reciben éstas moléculas para escapar hacia el exterior se denomina Calor o Entalpía de Vaporización. Al producirse este escape de moléculas, la energía media de las mismas que quedaron en el líquido baja, por lo que la temperatura del mismo disminuye. Al evaporarse los líquidos de un sistema abierto, el calor fluye desde el exterior hacia la sustancia, para mantener su T °. De esta forma continúa el proceso de evaporación del líquido, pues se inserta energía a las moléculas más superficiales, con lo que vuelven a escapar.

La velocidad de evaporación de un líquido aumenta cuando aumenta la T ° del mismo, pues existen mayor cantidad de moléculas con energía suficiente como para ubicarse cerca de la superficie y evaporarse.

NOTA: La evaporación de líquido continúa hasta la eliminación del mismo, pues no existe restricción hacia el gas evaporado del mismo.

- Presión de Vapor:

Al restringirse la vaporización de un líquido, hay que considerar el proceso inverso al mismo: la condensación. Este proceso consiste en el pasaje de las moléculas evaporadas a su estado original, el líquido.

Cuando las velocidades de vaporización y de condensación son iguales (a una T ° = constante) se dice que el líquido está en equilibrio con su vapor, lo que significa que el vapor está saturado y la presión que ejerce el vapor en dicho estado de equilibrio se denomina Presión de Vapor (pv). Debe de notarse que a T ° = constante y siendo el mismo

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líquido, las pv son iguales a pesar de que los volúmenes de vapor y líquido sean diferentes. Esto demuestra que la pv sólo depende de la T °.

Cuando la Pv es igual a la P externa , se forman burbujas en el interior del líquido. Este es el Punto de Ebullición del mismo (allí la T ° del líquido se mantiene constante durante la ebullición del mismo). Si la Pexterna = 1 atm, la T ° del líquido en ese instante es el Punto de Ebullición Normal del mismo.

NOTA: Recordemos que según la ley de presiones parciales de Dalton, en un recipiente con vapor será:

P atmosférica = Pv + PH2O

- Estado Sólido.

Aquí rigen las leyes de las estructuras cristalinas, con las cuales se interpreta las propiedades se los sistemas sólidos.

- Transiciones en Sólidos:

En el cero absoluto existen casi todas las sustancias como estructuras cristalinas, pero a medida que aumenta la T °, éstas estructuras comienzan a vibrar hasta que llegan a una T ° en donde se desarma la estructura y el sólido deja de serlo, para transformarse en líquido. A este proceso se lo conoce como fusión.

Al proceso inverso, se lo denomina Congelación . Las Tf y T congelación son idénticas y a dichas T ° se hallan en equilibrio ambas fases (en este tramo la T ° se mantiene constante).

Por otra parte, la energía calórica que se necesita para realizar estos procesos se denomina Calor de Fusión(o de Congelación, según sea la conversión).

- Presión de Vapor en los Sólidos (Sublimación):

La curva que indica la variación de la Pv en función de la T °, para los sólidos, se denomina Curva de Sublimación. Esto se debe a que el pasaje desde el sólido hacia el vapor sin pasar por el líquido se lo denomina Sublimación.

Análogamente puede hacerse pasar al vapor hacia el sólido, por medio del enfriamiento del vapor, siempre que se cumpla que: Pv < Pv sólido en la fusión.

El cambio de estado en la materia va acompañado por una absorción de calor, que será el Calor Latente de Sublimación (Hs), el cual viene relacionado con los calores de Fusión (Hf) y de Vaporización (Hv), siempre que estén referidos a la misma T °:

Hs = Hf + Hv

ContenidoApunte de Teoría Atómica: La teoría atómica de Dalton. El modelo atómico de Thomsom. El modelo de Rutherford. El modelo atómico de Bohr. Propiedades

del Atomo.

TEORIA ATOMICA

La teoría atómica de Dalton

John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su teoría se puede resumir en:

1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.

2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.

3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.

4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.

5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros y sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).

La formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de átomos de estos elementos para formar "moléculas" de agua. Dalton,

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equivocadamente, supuso que la molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno.

Dalton, además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los elementos se combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas proporciones.

Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combina con una cantidad fija del otro están relacionadas entre sí por números enteros sencillos.

A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial.

De hecho, el mundo atómico es tan infinitamente pequeño para nosotros que resulta muy difícil su conocimiento. Nos hallamos frente a él como si estuviésemos delante de una caja cerrada que no se pudiese abrir. Para conocer su contenido solamente podríamos proceder a manipular la caja (moverla en distintas direcciones, escuchar el ruido,pesarla...) y formular un modelo de acuerdo con nuestra experiencia. Este modelo sería válido hasta que nuevas experiencias nos indujeran a cambiarlo por otro. De la misma manera se ha ido construyendo el modelo atómico actual; de Dalton hasta nuestros días se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la formulación de una serie de modelos invalidados sucesivamente a la luz de nuevos acontecimientos.

El modelo atómico de Thomson

Sir Joseph John Thomson (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.

Sir Joseph John Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas.

Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y uno magnético.

Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética eran iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban.

El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ion.

Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamó electrones.

Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y se introduce un gas a presión reducida.

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El modelo de Rutherford

Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.

La experiencia de Ernest Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc.

La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180°.

El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo.

Ernest Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones.

En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.

El electrón del átomo de Rutherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr unos años más tarde.

El modelo atómico de Bohr

Neils Bohr (1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.

Este modelo implicaba los siguientes postulados:

1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.

2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.

3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.

4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.

Vemos pues que Neils Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en 1900.

La teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba otros fenómenos tales como la irradiación de un cuerpo sólido caliente. Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía,sino solamente ciertos valores.

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Así, en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con la misma frecuencia.

Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.

Por otro lado, el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.

¿Por qué un elemento emite solamente cierta frecuencia ?. veamos la respuesta:

En condiciones normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles.

La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía del electrón libre.

Al aplicar la formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios, al coincidir el pronóstico con el resultado experimental de los espectros de estos átomos.

El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo. Las cargas positivas y negativas estaban en reposo neutralizándose mutuamente. Los electrones estaban incrustados en una masa positiva como las pasas en un pastel de frutas. El átomo de Rutherford era dinámico y hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica inestable. El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física clásica.

Propiedades del Atomo

Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de este varían. Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número de electrones de valencia que poseen distintos números atómicos poseen características similares.

Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones.

Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas estables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,6710-27 kg.

Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaba unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por James Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón (1,6748210-27 kg.).

Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31 kg. El modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno,pero no los de átomos mayores. Para explicar estos y otros fenómenos ha surgido la mecánica cuántica. Aquí como en el modelo de Bohr, un electrón atómico sólo puede ocupar determinados niveles de energía. Ahora bien cada nivel de energía posee uno o más subniveles de energía.

El primer nivel de energía principal, n =1, posee un subnivel; el segundo posee dos, el tercero tres y así sucesivamente.

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En el modelo de Bohr, los electrones giran en torno al núcleo siguiendo órbitas circulares, pero hoy sabemos que un electrón en un subnivel de energía dado se mueve aunque la mayor parte del tiempo se encuentra en una región del espacio más o menos definida, llamada orbital.

Los orbitales se nombran igual que su subnivel de energía correspondiente.

La energía radiante, o radiación electromagnética, que el Sol llega a la Tierra a través del espacio, en forma de ondas. El resultado de la separación de los componentes de distinta longitud de onda de la luz o de otra radiación forman el espectro electromagnético.

Las radiaciones electromagnéticas se dividen en distintos tipos (rayos gamma, rayos X, ultravioleta, etc. según el valor de lo que se denomina "longitud de onda", que es la distancia entre dos crestas consecutivas de la onda.

Cuando un haz de luz formado por rayos de distinta frecuencia atraviesa un prisma óptico, se dispersan en las diferentes radiaciones que se recogen en una pantalla en forma de espectro. El espectro puede ser estudiado en laboratorios gracias al espectrógrafo, un aparato que consta fundamentalmente de una rendija por la que entra el haz de luz, una lente, un prisma de dispersión y una placa fotográfica, estos se empezaron a utilizar a partir de 1859.

Los espectros pueden ser continuos o discontinuos. Los espectros continuos son los que abarca toda la frecuencia de las radiaciones que tienen pasando de una a otra gradualmente, sin saltos. La luz blanca tiene un espectro continuo,formado por siete colores (rojo, anaranjado, amarillo, verde, azul, añil y el violeta) y cada uno de ellos corresponde a radiaciones de una frecuencia determinada; cuando termina un color empieza otro, sin que, entre ellos, hayan ninguna zona oscura. En cambio, los elementos gaseosos de un tubo de descarga emite una luz que posee un espectro discontinuo,es decir, sólo contiene determinadas radiaciones, que aparecen en forma de rayas entre las cuales hay una zona oscura.

Cuando se descubrieron los rayos X y se observó la fluorescencia que estos rayos producían en las paredes del tubo de vidrio, Antoine Henri Becquerel se dedicó a investigar si la fluorescencia iba acompañada siempre de radiaciones. Obtuvo los primeros resultados en 1896 al comprobar que el sulfato de uranilo y potasio emitían unas radiaciones que impresionaban las placas fotográficas, atravesaban cuerpos opacos e ionizaban. El aire. La emisión de estas radiaciones no implicaba que el cuerpo estuviera expuesto a la luz, pues también se producían en la oscuridad.

Además los espectros también pueden ser el espectro de masas (el que resulta de la separación de un elemento químico en sus distintos isótopos.

El espectro de la luz blanca está constituido por una sucesión de colores (colores del espectro), cada uno de los cuales corresponde a una longitud de onda bien precisa.

Un espectro puede ser: de emisión, cuando se obtiene a partir de la radiación directamente emitida por un cuerpo; de absorción, cuando es el resultante del paso de la radiación a través de un determinado absorbente.

Se distingue también entre: discretos, o de rayas, constituidos por una serie de líneas aisladas; continuos,que contienen todas las longitudes de onda entre dos límites, y de bandas, constituidos por una serie de zonas continuas separadas por espacios oscuros.

Los átomos producen espectros de líneas, las moléculas de bandas y los sólidos y líquidos espectros continuos.

Contenido

Apunte de Tabla Periódica: Metales alcalinos y alcalinotérreos. La familia del carbono. Halógenos. Gases nobles. Metales de transición. Metales de transición.

ANALISIS DE LOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIODICA

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Grupo IA: los metales alcalinos

Los metales alcalinos, litio (li), sodio (na), potasio (k), rubidio (rb), cesio (cs) y francio (fr), son metales blandos de color gris plateado que se pueden cortar con un cuchillo. Presentan densidades muy bajas y son buenos conductores de calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua, oxigeno y otras substancias químicas, y nunca se les encuentra como elementos libres (no combinados) en la naturaleza. Los compuestos típicos de los metales alcalinos son solubles en agua y están presentes en el agua de mar y en depósitos salinos. Como estos metales reaccionan rápidamente con él oxigeno, se venden en recipientes al vacío, pero por lo general se almacenan bajo aceite mineral queroseno. En este grupo los más comunes son el sodio y el potasio.

Grupo II A: los metales alcalinotérreos

Entre los elementos del grupo ii a. Se encuentran el berilio (be), magnesio (mg), calcio (ca), estroncio (sr), bario (ba) y el radio (ra). Estos metales presentan puntos de fusión mas elevados que los del grupo anterior, sus densidades son todavía mas bajas, pero son algo mas elevadas que la de los metales alcalinos comparables. Son menos reactivos que los metales alcalinos. Todos los metales alcalinotérreos poseen dos electrones de valencia y forman iones con doble carga positiva (2 +).

El calcio ocupa el quinto lugar en abundancia; alrededor del 4 % de la corteza terrestre es calcio o magnesio. El carbonato de calcio es el compuesto que forma la greda, la piedra caliza y la calcita. La cal, el cemento, los huesos y los depósitos de conchas marinas son ricos en calcio. El magnesio metálico se emplea para polvo de iluminación instantánea, bombillas fotográficas, y en aleaciones de aluminio, en especial para aviones y proyectiles. Casi todo el quot; agua dura quot; contiene iones calcio y magnesio, el berilio es costoso, pero las aleaciones de este metal se emplean en herramientas que no producen chispas, en resortes y electrodos para soldadura por puntos. El berilio y sus compuestos son tóxicos. Los compuestos de bario son extensamente en pigmentos blancos. El radio es radiactivo.

Grupo IIIA:

El primer elemento del grupo iii a es el boro (b), un metaloide con un punto de fusión muy elevado y en el que predominan las propiedades no metálicas. Los otros elementos que comprenden este grupo son: aluminio (al), galio (ga), indio (in), y talio (tl), que forman iones con una carga triple positiva (3 +). La densidad y las características metálicas aumentan conforme se incrementa él numero atómico de este grupo.

El boro no sé encuentra libre en la naturaleza, pero es el elemento fundamental del bórax. Este compuesto se emplea como suavizante de agua y en agente de limpieza. Desde el punto de vista químico, el boro se comporta mas como el metaloide silicio que como el aluminio metálico.

El aluminio se encuentra adyacente a dos metaloides en la tabla periódica, pero en sus propiedades predominan las de tipo metálico. El aluminio es un buen conductor de calor y la electricidad, y es un metal dúctil que se emplea en alambres ligeros. Es el metal que más abunda en la corteza terrestre (8 %), pero es demasiado activo para encontrarse libre en la naturaleza. Se utiliza por ejemplo en aeronaves, alambre de transmisión eléctrica, motores, automóviles, utensilios de cocina, pigmentos para pinturas y papel aluminio.

El galio se funde a 29.8 c, solo un poco arriba de la temperatura ambiente, la demanda de este metal va en aumento; tiene aplicaciones nuevas en semiconductores de estado sólido para computadores y celdas solares. El indio es muy blando; entre otras cosas, se emplea en transistores y recubrimientos de espejos. El talio y sus compuestos son tóxicos.

Grupo IVA: la familia del carbono.

El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en el caso de los elementos carbono (c), silicio (si), germanio (ge), estaño (sn), y plomo (pb). Las diferencias en la posición cristalina de los átomos de carbono explican la dureza resbaladiza del grafito negro. A las formas distintas de un mismo elemento, como estas, se les llama alótropos. A mediados de la década de 1980 sé descubrió una nueva forma alotrópica del carbono, con 60 átomos dispuestos en un patrón

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parecido a la superficie de un balón de fútbol a estas esferas de carbono 60 se les suele dar el nombre de buck y bolas. El carbono vegetal es una forma alotrópica no cristalina (o quizás microcristalina) del carbono; no presenta un patrón atómico definido. Además de los dos óxidos de este elemento, dióxido de carbono (co2) y monóxido de carbono (co) el carbón esta presente en mas de 8 millones de compuestos. Entre los compuestos orgánicos (que contienen carbono) están las sustancias naturales presentes en todos los seres vivos. Todos los productos del petróleo y los sintéticos que van de los plásticos a las fibras y medicamentos, son también compuestos orgánicos.

El silicio, el segundo miembro de este grupo, es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre (26%) pero no se encuentra como elemento libre, la arena de cuarzo, que es dióxido de silicio, se emplea en la producción de vidrio y cemento. El silicio posee un lustre metálico gris. Este metaloide ha ejercido un impacto enorme en la tecnología moderna, pues se emplea silicio extremadamente puro en la manufactura de semiconductores y chips de computadora. El carborundo es carburo de silicio, un compuesto de silicio y carbono que se utiliza en herramientas de corte y esmerilado. El germanio es también un semiconductor metaloide y participa en miles de aplicaciones electrónicas.

Grupo V A:

Entre los elementos del grupo v a están los no metales nitrógeno (n) y fósforo (p), los metaloides arsénico (as) y antimonio (sb), y el metal pesado bismuto (bi). Como se ve, en este grupo hay un cambio total en apariencia y propiedades de arriba hacia abajo.

El nitrógeno gaseoso diatómico (n2) constituye el 78 % del aire en volumen. Tanto el nitrógeno como el fósforo son fundamentales para la vida. El nitrógeno es un elemento indispensable para los aminoácidos que componen todas las proteínas. Las moléculas de nitrógeno del aire no son muy reactivas, pero ciertas bacterias del suelo pueden "fijar" el nitrógeno al convertir el elemento en amoniaco, que en esa forma puede ser incorporado por las raíces de las plantas. En escala industrial, el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos se combinan para producir amoniaco gaseoso, nh3 que se utiliza como fertilizante y también en la manufactura de ácido nítrico y diversos explosivos.

El fósforo es un sólido reactivo que no se encuentra libre en la naturaleza. Una de las formas alotrópicas del fósforo es un material rojo púrpura no cristalino que alguna vez se utilizo para fabricar cerillas. Otra forma alotrópica, de formula p4 presentan una apariencia cerosa cristalina de color amarillento y es preciso mantenerla bajo el agua para evitar su combustión espontánea con el oxigeno del aire. El fósforo se emplea en la fabricación de cerillas, bombas de humo, balas trazadoras plaguicidas y otros muchos productos. Este elemento es fundamental para todas las células vegetales y animales.

El arsénico es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Tanto el elemento como sus compuestos son tóxicos, en parte porque el primero puede imitar casi por completo el comportamiento químico del fósforo, pero el arsénico es incapaz de funcionar como el fósforo en los tejidos vivos, y tiene resultados letales. Ciertos insecticidas y funguicidas agrícolas contienen arsénico. El elemento también se utiliza en aplicaciones de semiconductores e en laseres.

El antimonio es un metaloide en que predominan las propiedades metálicas. El elemento es quebradizo y escamoso, con lustre metálico. Se emplea para aumentar la dureza del plomo destinado a las baterías de automóvil, en cubiertas para cable y en balas trazadoras. Ciertos compuestos de antimonio se usan en pigmentos para pinturas, en esmaltes cerámicos y en agentes para incombustibilizar.

El bismuto es el único metal verdadero en este grupo. Se utiliza para hacer aleaciones como el peltre, y aleaciones de bajo punto de fusión que se emplean en fusibles eléctricos y sistemas de aspersión contra incendios. Ciertos compuestos de bismuto se usan en polvos faciales y cosméticos.

Grupo VI a:

Los elementos del grupo vi a, conocidos como la familia del grupo del oxigeno, comprenden al oxigeno (o), azufre (s), selenio (se), telurio (te) y polonio (po). Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta el numero atómico.

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El oxigeno gaseoso, o2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los combustibles fósiles y obtener así energía, y se requiere durante el metabolismo urbano para quemar carbohidratos. En ambos procesos, los productos secundarios son dióxido de carbono y agua. El oxigeno constituye el 21 % en volumen del aire y el 49.5 % en peso de la corteza terrestre.

La otro forma alotrópica del oxigeno es el ozono, cuya formula es o3 es mas reactivo que el oxigeno ordinario y se puede formar a partir de oxigeno en un arco eléctrico, como el descargador a distancia de un motor eléctrico, también se puede producir ozono por la acción de la luz ultravioleta sobre el oxigeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las tormentas eléctricas".

El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. A temperatura ambiente es un sólido amarillo pálido que se encuentra libre en la naturaleza. Lo conocían los antiguos y se le menciona en el libro del génesis como piedra de azufre. Las moléculas de azufre contienen ocho átomos de azufre conectados a un anillo; su formula es s8 . El azufre tiene una importancia especial en la manufactura de neumáticos de hule y ácido sulfúrico, h2so4 . Otros compuestos de azufre son importantes para blanquear frutos y granos.

El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades y usos. La conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la luz. A causa de esta fotoconductividad, el selenio se a utilizado en los medidores de luz para cámaras fotográficas y en fotocopiadoras, pero la preocupación que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. El selenio también puede convertir la corriente eléctrica alterna en corriente directa; se ha utilizado en rectificadores, como los convertidores que se usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas eléctricas recargables. El color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace útil en la fabricación de lentes para señales luminosas.

El telurio, tiene aspecto metálico, pero es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Se emplea en semiconductores y para endurecer las placas de los acumuladores de plomo y el hierro colado. Se presenta en la naturaleza en diversos compuestos, pero no es abundante. El polonio es un elemento radiactivo poco común que emite radiación alfa y gama; su manejo es muy peligroso. Los usos de este elemento se relacionan con su radiactividad, y fue descubierto por Marie curie, quien le dio este nombre en honor a su natal Polonia.

Grupo VII A: los halógenos.

Comprenden el fluor (f), cloro (cl), bromo (br), yodo (i), y astato (at). El nombre de la familia halógeno provienen de las palabras griegas que significan "formadores de sales". Cada átomo de halógeno tiene siete electrones de valencia. Como elementos, los halógenos son todos diatomicos, tienen dos a tomos por molécula y son demasiado reactivos como para encontrarse libres en la naturaleza.

El primer halógeno, el fluor es un gas amarillo pálido, que es el elemento con mas carácter no metálico de todos. Tienen una fuerte tendencia a ganar un electrón para formar iones fluoruro, f . Tanto la madera como el hule arden en forma espontánea en fluor gaseoso. El fluor se emplea en la producción de compuestos con carbono llamados fluorocarbonos, como el freon-12, ccl2f2, que se utiliza como refrigerante en aparatos de aire acondicionado. El "resina anti-adherente" ó "fluoropolímero" (la empresa me prohibió poner el nombre comercial) es un fluorocarbono que es un polímero; tiene unidades moleculares de dos átomos de carbono y cuatro átomos de fluor que se repiten miles de veces en largas cadenas. Los compuestos de fluor también se utilizan para prevenir la caries dental y en ciertos lubricantes.

El cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, que reacciona con casi todos los elementos. En concentraciones elevadas es muy venenoso, pero es bajas concentraciones puede salvar vidas: se emplea para purificar el agua potable, se emplea en la producción de papel, textiles, blanqueadores, medicamentos, insecticidas, pinturas, plásticos y muchos otros productos de consumo.

El bromo es el único elemento no metálico que es líquido a temperatura ambiente. Este líquido reactivo de color rojo sangre con un vapor rojo, es picante y venenoso; se debe manejar con extremo cuidado. El elemento se obtiene principalmente procesando salmuera extraída de los pozos de Arkansas y michigan. también se puede obtener bromo del agua de mar, pero esto ya no constituye una fuente importante del elemento. El bromo se utiliza en la producción de sustancias químicas para fotografía, colorantes y retardantes de flama, y en la manufactura de un amplia variedad de otras sustancias químicas, incluso productos farmacéuticos.

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A temperatura ambiente el yodo es un sólido cristalino de color gris metálico. Cuando se calienta, el yodo sólido se sublima, es decir se transforma, directamente del estado sólido al gaseoso sin pasar por el estado líquido. El vapor de yodo presenta un hermoso color violeta brillante. El yodo que es menos abundante que otros halógenos, se obtiene de pozos de salmuera que hay en los campos petroleros de California y luisiana. El elemento esta presente también en ciertos vegetales marinos, como las algas, los compuestos de yodo se utilizan en productos químicos para fotografía y también en ciertos medicamentos. El cuerpo humano necesita un poco de yodo para elaborar la hormona tiroxina.

Todos los isótopos del astato son radioactivos. Se cree que la cantidad total de este elemento, existe en la corteza terrestre, es menor que 30 gramos (una onza). Muestras minúsculas de este inestable elemento se sintetizaron por primera vez en la universidad de California, berkeley, en 1940.

Grupo VIII a: los gases nobles.

Esta familia incluye al helio (he), neon (ne), argon (ar), criptón (kr), xenón (xe) y radon (rn). Los gases nobles existen en forma de átomos gaseosos monoatómicos (solos) que no tienden a participar en reacciones con otros elementos.

Todos loa gases nobles poseen un nivel energético externo lleno por completo de electrones (dos en el helio y ocho en todos los demás). Esta distribución estable de electrones explica la naturaleza no reactiva de estos elementos. Alrededor del 1 % de la atmósfera de la tierra es argon, y los otros gases nobles están presentes en cantidades muy pequeñas. A excepción del helio, que se extrae de pozos de gas natural, estos elementos se separan del aire licuado.

Durante la década de 1890, el químico escocés Sir William Ramsay y sus colaboradores, descubrieron la existencia de todos estos elementos excepto el helio y el radón. Cuando Janssen, astrónomo, empleaba un espectroscopio par estudiar un eclipse de sol en 1868, observo una nueva línea en el espectro. Se concluyo que el sol tenia un elemento aun no descubierto que mas tarde recibió el nombre de helio, derivado de la palabra griega helios, que significa el "sol". El primer descubrimiento de la presencia de helio en la tierra tuvo lugar en 1895, cuando Sir William Ramsay encontró una muestra de mineral de uranio producía helio gaseoso. El radón es un gas radioactivo descubierto en 1900 por Friedrich Dorn, físico quien encontró que se producía este elemento durante la descomposición radioactiva del elemento radio.

Debido a su baja densidad u naturaleza no inflamable, el helio se utiliza para inflar globos y dirigibles (zeppelines), y para mantener bajo presión el combustible líquido de los cohetes saturno. La propiedad que distingue a los gases nobles como grupo, es su calidad de "inertes". Por ejemplo, el helio y el argon se emplean en la soldadura del arco y en procesos metalúrgicos, para evitar la reacción de los materiales con el oxigeno y el nitrógeno del aire. Las bombillas de luz y los tubos fluorescentes se llenan con una mezcla de argon y nitrógeno, que provee una atmósfera inerte para prolongar la vida del filamento. El criptón es mas costoso, pero se utiliza para aumentar la eficiencia y brillantes de ciertas bombillas de lámpara de mano y de aditamentos de destello electrónico que se emplea en fotografía. La brillante luz naranja-rojiza de los anuncios de neon se produce cuando se hace pasar una corriente eléctrica a través de un tubo que contiene gas neon a baja presión. La naturaleza no reactiva de los gases nobles los hace muy valiosos.

Metales de transición.

Los metales de transición se localizan en la parte central de la tabla periódica y se les identifica con facilidad mediante un numero romano seguido de la letra "b" en muchas tablas. No hay que olvidar, sin embargo, que ciertas tablas periódicas emplean un sistema distinto de rótulos, en el que los primeros grupos de metales de transición están marcados como grupos "a" y los dos últimos grupos de metales de transición se identifican como grupos "b". Otras tablas no emplean la designación de "a" o "b".

En general, las propiedades de los metales de transición son bastantes similares. Estos metales son mas quebradizos y tienen puntos de fusión y ebullición mas elevados que los otros metales. Las densidades, puntos de fusión y puntos de ebullición de los metales de transición aumentan primero y luego disminuyen dentro de cada periodo, conforme aumenta el numero atómico. Esta tendencia es mas notoria en los metales de transición del sexto periodo. Los metales de transición son muchos menos reactivos que los metales alcalinos y alcalinotérreos. Así, aunque los metales alcalinos, como el sodio o el potasio, nunca se encuentran libres en la

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naturaleza, si se ha podido encontrar muestras relativamente puras de varios metales de transición, como oro, plata, hierro y manganeso.

Los metales de transición pueden perder dos electrones de valencia del subnivel s mas externo, además de electrones d retenidos con poco fuerza en el siguiente nivel energético mas bajo. Así un metal de transición en particular, puede perder un numero variable de electrones para formar iones positivos con cargas distintas. Por ejemplo, el hierro pueden formar el ion fe ²+ o el Ion Fe³+ se dice que el hierro tienen números de oxidación +2 y +3. Muchos compuestos de metales de transición presentan un colorido brillante gracias a un numero variable de electrones no apareados.

El cobre, la plata y el oro se les llama metales de acuñación. Los tres son buenos conductores de calor y electricidad. El cobre tiene un color rojizo característico, que poco a poco se oscurece conforme reacciona el metal con el oxigeno y los compuestos de azufre del aire. El cobre se emplea de manera extensa en aplicaciones eléctricas, monedas, tubería para agua y en aleaciones muy conocidas como el latón, el bronce y la plata sterling.

La plata con un brillante lustre metálico, es el mejor conductor tanto de calor como de la electricidad. Se emplea en monedas, joyería, contactos eléctricos, circuitos impresos, espejos, baterías, y productos químicos para fotografía. El oro es el mas maleable y dúctil de los metales. Es blando, pero por lo general contiene cantidades pequeñas de otros metales para hacer aleaciones que son mas resistentes. El oro no reacciona con el aire ni con la mayor parte de las sustancias químicas.

Entre otros metales de transición familiares están el cromo, hierro cobalto, níquel y zinc, del cuarto periodo de la tabla periódica. Estos metales se emplean mucho en diversas herramientas y en aplicaciones relacionadas. El hierro es el cuarto elemento mas abundante y es el metal menos costoso. Las aleaciones del hierro, conocidas como acero, contienen cantidades pequeñas de metales como cromo, manganeso y níquel, que le dan resistencia, dureza y durabilidad. El hierro que esta cubierto con una delgada capa de zinc se dice que esta galvanizado. Algo así como la tercera parte de todo el zinc que se produce de emplea para galvanizar alambre, clavos y metal laminado. El zinc es importante en la producción de latón, pilas secas y fundiciones a troquel para objetos automotrices y de ferretería.

Metales de transición internos.

Las dos filas de la parte inferior de la tabla periódica se conocen como metales de transición internos. Localiza el lantano con el numero atómico 57. La serie de elementos que siguen al lantano (los elementos con numero atómico del 58 al 71) se conocen como los lantánidos. Estos elementos tienen dos electrones externos en el subnivel 6s, mas electrones adicionales en el subnivel 4f. De manera similar, la serie de elementos que siguen al actinio (los elementos con numero atómico del 90 al 103) se conocen como actínidos, que tienen dos electrones externos en el subnivel 7s, mas electrones adicionales en el subnivel 5f. En el pasado, a los elementos de transición internos se les llamaba "tierras raras", pero esta no era una buena clasificación, pues la mayor parte no son tan raros como algunos otros elementos son, sin embargo muy difícil de separar.

Los lantánidos y actínidos poseen subniveles f parcialmente ocupados. Tienen propiedades tan similares que resulta difícil separarlos químicamente, aunque los métodos mas nuevos han permitido bajar los costos de purificación. Estos metales, a diferencia de los metales de transición, son blandos y maleables. Se emplean en piedras de encendedores de cigarrillos, lámparas de arco de carbono, laseres, agentes colorantes para el vidrio y compuestos que producen el intenso color rojo que se requiere para los cinescopios de televisión.

Propiedades Periódicas de los elementos

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Las propiedades periódicas de los elementos químicos, son características propias de dichos elementos que varían de acuerdo a su posición en la tabla periódica, ósea dependiendo de su número atómico.Las propiedades periódicas son: electronegatividad, electropositividad, radio atómico, afinidad electrónica, potencial de ionización, la densidad atómica, el volumen atómico, temperatura de fusión y temperatura de ebullición.Aunque las cuatro ultimas propiedades mencionadas muchas veces son consideradas aperiódicasLas propiedades mayormente estudiadas son:

ElectronegatividadLa es la tendencia que un átomo tiene para atraer hacia el los electrones cuando forma un enlace químico.La electronegatividad tiene la particularidad de no poder ser dimensionada directamente por lo que necesita de otro tipo de cálculos basados en otras propiedades atómicas o moleculares para ser determinada.La escala de Pauling es una muestra fiel del ejemplo anteriormente mencionado, en ella se define que la electronegatividad crece en la familia de abajo hacia arriba, debido a la disminución del radio atómico y del aumento de intercesiones del núcleo con la electrosfera.En mención al concepto antes vertido y para determinarlo de forma práctica podemos apreciar que el fluór es el elemento más electronegativo de la tabla periódica.

ElectropositividadLa forma de medir la electropositividad es exactamente igual que la utilizada para las mediciones inherentes a su homónimo, mediante un enlace químico.Entretanto la tendencia dentro de la tabla de elementos es contraria, ya que mide la tendencia de un átomo en perder electrones: Un claro ejemplo son los metales los cuales son los mas electropositivos de la tabla.La electropositivitad crece en el sentido opuesto a la electronegatividad. De arriba hacia abajo esto nos demuestra que es el Francio anteriormente denominado eka-cesio y actinio K, simbolizado por Fr y de numero atómico 87 el mas electropositivo de la tablaEs importante considerar, que los gases nobles son demasiado inertes, por lo que el estudio de los valores de electronegatividad y electropositividad no es objeto de estudio debido a la complejidad que involucra la obtención de los datos.

Radio atómico.Cuando nos referimos a radio atómico, básicamente planteamos la posibilidad de medir la distancia entre el núcleo de un átomo y la nube de electrones que componen su capa externa.Las técnicas existentes en la actualidad que permiten generar resultados, son por ejemplo la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X, en todo caso es necesario recalcar que no es una propiedad fácil de medir, ya que depende entre otras muchas variables de la especie química en la que se encuentre el átomo.También es necesario aclarar que existen dos medidas que se pueden tomar dependiendo el caso, podemos obtener radios atómicos covalentes o metálicos, en el caso de los radios covalentes nos referimos a la distancia entre los núcleos de átomos vecinos en moléculas.El radio metálico corresponde a la mitad de la distancia entre ambos núcleos lo que marcaría la pauta del tamaño del radio comprendido entre el núcleo del citado átomo y su capa de valencia.El radio atómico en la familia de los elementos aumenta de arriba hacia abajo, acompañada proporcionalmente de la cantidad de átomos de cada elemento, a mayor valor en numero atómico de un elemento, mayores son las fuerzas ejercidas entre el núcleo y la electrosfera, lo que se resume en un menor radio atómico.

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Por lo tanto y como nos indica la tabla el elemento de mayor radio atómico es el Cesio.

Afinidad ElectrónicaLa afiniadad electrónica se basa en la medición de la energía liberada por un átomo en estado fundamental y no en estado gaseoso al recibir un electrón.Además es la energía mínima necesaria para la liberación de un electrón perteneciente a un anión de un determinado elemento.Los gases nobles no presentan afinidad electrónica relevante, aunque es importante recalcar que nunca igual a 0, la adición de electrones siempre genera liberación de energía.La afinidad electrónica no presenta una forma muy definida dentro de la tabla periódica aunque su comportamiento es similar al de la electronegatividad, por lo tanto la veremos crecer de abajo hacia arriba de izquierda a derecha.El Cloro como ejemplo claro posee la mayor afinidad electrónica de la tabla cerca de 350 KJ/mol

Potencial de IonizaciónEl potencial de ionización mide lo inverso a la afinidad electrónica, por lo tanto podemos decir que mida la energía necesaria para retirar un electrón de un átomo neutro en estado fundamental.Considerando que la energía necesaria para retirar el primer electrón siempre es mayor que la necesaria para retirar el segundo electro que a su vez es menor que la tercera y así sucesivamente.Presenta el mismo comportamiento que la afinidad electrónica y la electronegatividad.Por lo tanto podemos deducir que el Flúor y el Cloro son los elementos con mayores potenciales de ionización ya que son los elementos de mayor afinidad electrónica de la tabla periódica.

Contenido

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Apunte de Estructura Atómica: Iones. Elementos electropositivos y electronegativos. Electrones de valencia. Valencia electroquímica. Tipos de

enlace. Enlace iónico o electrovalente. Propiedades generales de los compuestos iónicos. Enlace covalente normal. Enlace covalente coordinado.

Enlace metálico.ENLACE QUIMICO

IonesLos átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y que el número de cargas positivas del primero es igual al número de electrones de la corteza; de ahí su electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones.

Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo. En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes.

Elementos electropositivos y electronegativosSe llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales. Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.

Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los halógenos de fuerte carácter electronegativo.

Electrones de valenciaLa unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia. La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.

Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad.

Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable.

Valencia electroquímicaSe llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el ion es monovalente, bivalente,trivalente, etc.

Tipos de enlaceEn la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:

1. Enlace iónico, si hay atracción electrostática.

2. Enlace covalente, si comparten los electrones.

3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.

4. Enlace metálico, son los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.

Enlace iónico o electrovalenteFue propuesto por W Kossel en 1916 y se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro. La definición es la siguiente: "Electrovalencia es la capacidad que tienen los átomos para ceder o captar electrones hasta adquirir una configuración estable, formándose así combinaciones donde aparecen dos iones opuestos".

Exceptuando solamente los gases nobles todos los elementos al combinarse tienden a adquirir la misma estructura electrónica que el gas noble más cercano. El átomo que cede electrones se transforma en ion positivo (catión), en tanto que el que los gana origina el ion negativo (anión).

Propiedades generales de los compuestos iónicos

En general, los compuestos con enlace iónico presentan puntos de ebullición y fusión muy altos, pues para separarlos en moléculas hay que deshacer todo el edificio cristalino, el cual presenta una elevada energía reticular.

Enlace covalente normal

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Se define de la siguiente manera: "Es el fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten".

Un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo.

Cada par de electrones comunes a dos átomos se llama doblete electrónico. Esta clase de enlace químico se llama covalente, y se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la mayoría de compuestos de carbono.

Cada doblete de electrones (representado por el signo :) Intercalado entre los símbolos de los átomos,indica un enlace covalente sencillo y equivale al guión de las fórmulas de estructura.

En enlace covalente puede ser: sencillo, doble o triple, según se compartan uno, dos o tres pares de electrones.

Enlace covalente coordinadoSe define de la siguiente forma: "Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados. En este caso el enlace se llama covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando queremos simplificar la formula

Enlace metálicoLa estructura cristalina de los metales y aleaciones explica bastante una de sus propiedades físicas. La red cristalina de los metales está formada por átomos (red atómica) que ocupan los nudos de la red de forma muy compacta con otros varios.

En la mayoría de los casos los átomos se ordenan en red cúbica, retenido por fuerzas provenientes de los electrones de valencia; pero los electrones de valencia no están muy sujetos, sino que forman una nube electrónica que se mueve con facilidad cuando es impulsada por la acción de un campo eléctrico.

ContenidoApunte de Estructura Atómica: Teoría de Dalton. Ley de Avogadro. Masa

atómica. Átomo de Rutherford. Átomo de Bohr. Fuerzas nucleares. Partículas elementales.

EL ATOMOAtomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra "átomo" se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa "partícula fundamental", por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego "no divisible". El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.

Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en sus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.

Teoría de DaltonJohn Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas. Las investigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace químico, por lo que el agua se simboliza como HOH o H2O.

Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde un punto de vista químico, el átomo es la entidad más pequeña que hay que considerar. Las propiedades químicas de los elementos son muy distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar numerosísimos compuestos químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles helio y argón, son inertes; es decir, no

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reaccionan con otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno, cuyas moléculas son biatómicas (formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes son elementos monoatómicos, con un único átomo por molécula.

Ley de AvogadroEl estudio de los gases atrajo la atención del físico italiano Amadeo Avogadro, que en 1811 formuló una importante ley que lleva su nombre. Esta ley afirma que dos volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas si sus condiciones de temperatura y presión son las mismas. Si se dan esas condiciones, dos botellas idénticas,una llena de oxígeno y otra de helio, contendrán exactamente el mismo número de moléculas. Sin embargo, el número de átomos de oxígeno será dos veces mayor puesto que el oxígeno es biatómico.

Masa atómicaDe la ley de Avogadro se desprende que las masas de un volumen patrón de diferentes gases (es decir, sus densidades) son proporcionales a la masa de cada molécula individual de gas. Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (u), resulta que el hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079 u, el helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de 22,9898. En ocasiones se habla de "peso atómico" aunque lo correcto es "masa atómica". La masa es una propiedad del cuerpo, mientras que el peso es la fuerza ejercida sobre el cuerpo a causa de la gravedad.

La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a números enteros llevó al químico británico William Prout a sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante, medidas posteriores de las masas atómicas demostraron que el cloro, por ejemplo, tiene una masa atómica de 35,453 (si se asigna al carbono el valor 12). El descubrimiento de estas masas atómicas fraccionarias pareció invalidar la hipótesis de Prout hasta un siglo después, cuando se descubrió que generalmente los átomos de un elemento dado no tienen todos la misma masa. Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se conocen como isótopos. En el caso del cloro, existen dos isótopos en la naturaleza. Los átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen una masa atómica cercana a 35, mientras que los del otro (cloro 37) tienen una masa atómica próxima a 37. Los experimentos demuestran que el cloro es una mezcla de tres partes de cloro 35 por cada parte de cloro 37. Esta proporción explica la masa atómica observada en el cloro.

Durante la primera mitad del siglo XX era corriente utilizar el oxígeno natural como patrón para expresar las masas atómicas, asignándole una masa atómica entera de 16. A principios de la década de 1960, las asociaciones internacionales de química y física acordaron un nuevo patrón y asignaron una masa atómica exactamente igual a 12 a un isótopo de carbono abundante, el carbono 12. Este nuevo patrón es especialmente apropiado porque el carbono 12 se emplea con frecuencia como patrón de referencia para calcular masas atómicas mediante el espectrómetro de masas. Además,la tabla de masas atómicas basada en el carbono 12 se aproxima bastante a la tabla antigua basada en el oxígeno natural.

La tabla periódicaA mediados del siglo XIX, varios químicos se dieron cuenta de que las similitudes en las propiedades químicas de diferentes elementos suponían una regularidad que podía ilustrarse ordenando los elementos de forma tabular o periódica. El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso una tabla de elementos llamada tabla periódica, en la que los elementos están ordenados en filas y columnas de forma que los elementos con propiedades químicas similares queden agrupados. Según este orden, a cada elemento se le asigna un número (número atómico) de acuerdo con su posición en la tabla, que va desde el 1 para el hidrógeno hasta el 92 para el uranio, que tiene el átomo más pesado de todos los elementos que existen de forma natural en nuestro planeta. Como en la época de Mendeléiev no se conocían todos los elementos, se dejaron espacios en blanco en la tabla periódica correspondientes a elementos que faltaban. Las posteriores investigaciones, facilitadas por el orden que los elementos conocidos ocupaban en la tabla, llevaron al descubrimiento de los elementos restantes. Los elementos con mayor número atómico tienen masas atómicas mayores, y la masa atómica de cada isótopo se aproxima a un número entero, de acuerdo con la hipótesis de Prout.

El tamaño del átomoLa curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo periodo en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió lograr respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y peso de los diferentes átomos. El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10-10 m (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 x 10-27 kg. (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.

Radiactividad

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Una serie de descubrimientos importantes realizados hacia finales del siglo XIX dejó claro que el átomo no era una partícula sólida de materia que no pudiera ser dividida en partes más pequeñas. En 1895, el científico alemán Wilhelm Conrad Roentgen anunció el descubrimiento de los rayos X, que pueden atravesar láminas finas de plomo. En 1897, el físico inglés Sir Joseph John Thomson descubrió el electrón, una partícula con una masa muy inferior al de cualquier átomo. Y, en 1896, el físico francés Antoine Henri Becquerel comprobó que determinadas sustancias, como las sales de uranio, generaban rayos penetrantes de origen misterioso. El matrimonio de científicos franceses formado por Marie y Pierre Curie aportó una contribución adicional a la comprensión de esas sustancias "radiactivas". Como resultado de las investigaciones del físico británico Ernest Rutherford y sus coetáneos, se demostró que el uranio y algunos otros elementos pesados, como el torio o el radio, emiten tres clases diferentes de radiación, inicialmente denominadas rayos alfa (a), beta (b) y gamma (g). Las dos primeras, que según se averiguó están formadas por partículas eléctricamente cargadas, se denominan actualmente partículas alfa y beta. Posteriormente se comprobó que las partículas alfa son núcleos de helio (ver más abajo) y las partículas beta son electrones. Estaba claro que el átomo se componía de partes más pequeñas. Los rayos gamma fueron finalmente identificados como ondas electromagnéticas, similares a los rayos X pero con menor longitud de onda.

El átomo nuclear de RutherfordEl descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicos profundizar en el átomo,que según se vio consistía principalmente en espacio vacío. En el centro de ese espacio se encuentra el núcleo, que sólo mide, aproximadamente, una diezmilésima parte del diámetro del átomo. Rutherford dedujo que la masa del átomo está concentrada en su núcleo. También postuló que los electrones, de los que ya se sabía que formaban parte del átomo,viajaban en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga eléctrica positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la carga del núcleo, por lo que el estado eléctrico normal del átomo es neutro.

El átomo de BohrPara explicar la estructura del átomo, el físico danés Neils Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr. Neils Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos,a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los "últimos" electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo, determinan el comportamiento químico del átomo.

Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los tres gases nobles más pesados (criptón, xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestos químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón para que su capa exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos de los que obtienen electrones.

Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva capa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos en la tabla periódica.

Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente. Ahora se sabe que es imposible determinar exactamente la posición de un electrón en el átomo sin perturbar su posición. Esta incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la posición de un electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una distancia determinada del núcleo. Esta visión del átomo como "nube de probabilidad" ha sustituido al modelo de sistema solar.

Líneas espectrales

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Uno de los grandes éxitos de la física teórica fue la explicación de las líneas espectrales características de numerosos elementos. Los átomos excitados por energía suministrada por una fuente externa emiten luz de frecuencias bien definidas. Si, por ejemplo, se mantiene gas hidrógeno a baja presión en un tubo de vidrio y se hace pasar una corriente eléctrica a través de él, desprende luz visible de color rojizo. El examen cuidadoso de esa luz mediante un espectroscopio muestra un espectro de líneas, una serie de líneas de luz separadas por intervalos regulares. Cada línea es la imagen de la ranura del espectroscopio que se forma en un color determinado. Cada línea tiene una longitud de onda definida y una determinada energía asociada. La teoría de Bohr permite a los físicos calcular esas longitudes de onda de forma sencilla. Se supone que los electrones pueden moverse en órbitas estables dentro del átomo. Mientras un electrón permanece en una órbita a distancia constante del núcleo, el átomo no irradia energía. Cuando el átomo es excitado, el electrón salta a una órbita de mayor energía, a más distancia del núcleo. Cuando vuelve a caer a una órbita más cercana al núcleo, emite una cantidad discreta de energía que corresponde a luz de una determinada longitud de onda. El electrón puede volver a su órbita original en varios pasos intermedios, ocupando órbitas que no estén completamente llenas. Cada línea observada representa una determinada transición electrónica entre órbitas de mayor y menor energía.

En muchos de los elementos más pesados, cuando un átomo está tan excitado que resultan afectados los electrones internos cercanos al núcleo, se emite radiación penetrante (rayos X). Estas transiciones electrónicas implican cantidades de energía muy grandes.

El núcleo atómicoEn 1919, Ernest Rutherford expuso gas nitrógeno a una fuente radiactiva que emitía partículas alfa. Algunas de estas partículas colisionaban con los núcleos de los átomos de nitrógeno. Como resultado de estas colisiones, los átomos de nitrógeno se transformaban en átomos de oxígeno. El núcleo de cada átomo transformado emitía una partícula positivamente cargada. Se comprobó que esas partículas eran idénticas a los núcleos de átomos de hidrógeno. Se las denominó protones. Las investigaciones posteriores demostraron que los protones forman parte de los núcleos de todos los elementos.

No se conocieron más datos sobre la estructura del núcleo hasta 1932, cuando el físico británico James Chadwick descubrió en el núcleo otra partícula, el neutrón, que tiene casi exactamente la misma masa que el protón pero carece de carga eléctrica. Entonces se vio que el núcleo está formado por protones y neutrones. En cualquier átomo dado, el número de protones es igual al número de electrones y, por tanto, al número atómico del átomo. Los isótopos son átomos del mismo elemento (es decir, con el mismo número de protones) que tienen diferente número de neutrones. En el caso del cloro, uno de los isótopos se identifica con el símbolo 35 Cl, y su pariente más pesado con 37 Cl. Los superíndices identifican la masa atómica del isótopo, y son iguales al número total de neutrones y protones en el núcleo del átomo. A veces se da el número atómico como subíndice, como por ejemplo }Cl.

Los núcleos menos estables son los que contienen un número impar de neutrones y un número impar de protones; todos menos cuatro de los isótopos correspondientes a núcleos de este tipo son radiactivos. La presencia de un gran exceso de neutrones en relación con los protones también reduce la estabilidad del núcleo; esto sucede con los núcleos de todos los isótopos de los elementos situados por encima del bismuto en la tabla periódica, y todos ellos son radiactivos. La mayor parte de los núcleos estables conocidos contiene un número par de protones y un número par de neutrones.

Radiactividad artificialLos experimentos llevados a cabo por los físicos franceses Frédéric e Irene Joliot-Curie a principios de la década de 1930 demostraron que los átomos estables de un elemento pueden hacerse artificialmente radiactivos bombardeándolos adecuadamente con partículas nucleares o rayos. Estos isótopos radiactivos (radioisótopos) se producen como resultado de una reacción o transformación nuclear. En dichas reacciones, los algo más de 270 isótopos que se encuentran en la naturaleza sirven como objetivo de proyectiles nucleares. El desarrollo de "rompeátomos", o aceleradores, que proporcionan una energía elevada para lanzar estas partículas-proyectil ha permitido observar miles de reacciones nucleares.

Reacciones nuclearesEn 1932, dos científicos británicos, Sir John Douglas Cockcroft y Thomas Sinton Walton, fueron los primeros en usar partículas artificialmente aceleradas para desintegrar un núcleo atómico. Produjeron un haz de protones acelerados hasta altas velocidades mediante un dispositivo de alto voltaje llamado multiplicador de tensión. A continuación se emplearon esas partículas para bombardear un núcleo de litio. En esa reacción nuclear, el litio 7 (7 Li) se escinde en dos fragmentos, que son núcleos de átomos de helio. La reacción se expresa mediante la ecuación

Aceleradores de partículas

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Alrededor de 1930, el físico estadounidense Ernest Orlando Lawrence desarrolló un acelerador de partículas llamado ciclotrón. Esta máquina genera fuerzas eléctricas de atracción y repulsión que aceleran las partículas atómicas confinadas en una órbita circular mediante la fuerza electromagnética de un gran imán. Las partículas se mueven hacia fuera en espiral bajo la influencia de estas fuerzas eléctricas y magnéticas, y alcanzan velocidades extremadamente elevadas. La aceleración se produce en el vacío para que las partículas no colisionen con moléculas de aire. A partir del ciclotrón se desarrollaron otros aceleradores capaces de proporcionar energías cada vez más altas a las partículas. Como los aparatos necesarios para generar fuerzas magnéticas intensas son colosales, los aceleradores de alta energía suponen instalaciones enormes y costosas.

Fuerzas nuclearesLa teoría nuclear moderna se basa en la idea de que los núcleos están formados por neutrones y protones que se mantienen unidos por fuerzas "nucleares" extremadamente poderosas. Para estudiar estas fuerzas nucleares, los físicos tienen que perturbar los neutrones y protones bombardeándolos con partículas extremadamente energéticas. Estos bombardeos han revelado más de 200 partículas elementales, minúsculos trozos de materia, la mayoría de los cuales, sólo existe durante un tiempo mucho menor a una cienmillonésima de segundo.

Este mundo subnuclear salió a la luz por primera vez en los rayos cósmicos. Estos rayos están constituidos por partículas altamente energéticas que bombardean constantemente la Tierra desde el espacio exterior; muchas de ellas atraviesan la atmósfera y llegan incluso a penetrar en la corteza terrestre. La radiación cósmica incluye muchos tipos de partículas, de las que algunas tienen energías que superan con mucho a las logradas en los aceleradores de partículas. Cuando estas partículas de alta energía chocan contra los núcleos, pueden crearse nuevas partículas. Entre las primeras en ser observadas estuvieron los muones (detectados en 1937). El muón es esencialmente un electrón pesado, y puede tener carga positiva o negativa. Es aproximadamente 200 veces más pesado que un electrón. La existencia del pión fue profetizada en 1935 por el físico japonés Yukawa Hideki, y fue descubierto en 1947. Según la teoría más aceptada, las partículas nucleares se mantienen unidas por "fuerzas de intercambio" en las que se intercambian constantemente piones comunes a los neutrones y los protones. La unión de los protones y los neutrones a través de los piones es similar a la unión en una molécula de dos átomos que comparten o intercambian un par de electrones común. El pión, aproximadamente 270 veces más pesado que el electrón, puede tener carga positiva,negativa o nula.

Partículas elementalesDurante mucho tiempo, los físicos han buscado una teoría para poner orden en el confuso mundo de las partículas. En la actualidad, las partículas se agrupan según la fuerza que domina sus interacciones. Todas las partículas se ven afectadas por la gravedad, que sin embargo es extremadamente débil a escala subatómica. Los hadrones están sometidos a la fuerza nuclear fuerte y al electromagnetismo; además del neutrón y el protón, incluyen los hiperones y mesones. Los leptones "sienten" las fuerzas electromagnética y nuclear débil; incluyen el tau, el muón, el electrón y los neutrinos. Los bosones (una especie de partículas asociadas con las interacciones) incluyen el fotón, que "transmite" la fuerza electromagnética, las partículas W y Z, portadoras de la fuerza nuclear débil, y el hipotético portador de la gravitación (gravitón). La fuerza nuclear débil aparece en procesos radiactivos o de desintegración de partículas, como la desintegración alfa (la liberación de un núcleo de helio por parte de un núcleo atómico inestable). Además, los estudios con aceleradores han determinado que por cada partícula existe una antipartícula con la misma masa, cuya carga u otra propiedad electromagnética tiene signo opuesto a la de la partícula correspondiente.

En 1963, los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y George Zweig propusieron la teoría de que los hadrones son en realidad combinaciones de otras partículas elementales llamadas quarks, cuyas interacciones son transmitidas por gluones, una especie de partículas. Esta es la teoría subyacente de las investigaciones actuales, y ha servido para predecir la existencia de otras partículas.

Liberación de la energía nuclearEn 1905, Albert Einstein desarrolló la ecuación que relaciona la masa y la energía, E = mc ², como parte de su teoría de la relatividad especial. Dicha ecuación afirma que una masa determinada (m) está asociada con una cantidad de energía (E) igual a la masa multiplicada por el cuadrado de la velocidad de la luz ©. Una cantidad muy pequeña de masa equivale a una cantidad enorme de energía. Como más del 99% de la masa del átomo reside en su núcleo,cualquier liberación de grandes cantidades de energía atómica debe provenir del núcleo.

Hay dos procesos nucleares que tienen gran importancia práctica porque proporcionan cantidades enormes de energía: la fisión nuclear -la escisión de un núcleo pesado en núcleos más ligeros- y la fusión termonuclear -la unión de dos núcleos ligeros (a temperaturas

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extremadamente altas) para formar un núcleo más pesado. El físico estadounidense de origen italiano Enrico Fermi logró realizar la fisión en 1934, pero la reacción no se reconoció como tal hasta 1939, cuando los científicos alemanes Otto Hahn y Fritz Strassmann anunciaron que habían fisionado núcleos de uranio bombardeándolos con neutrones. Esta reacción libera a su vez neutrones, con lo que puede causar una reacción en cadena con otros núcleos. En la explosión de una bomba atómica se produce una reacción en cadena incontrolada. Las reacciones controladas, por otra parte, pueden utilizarse para producir calor y generar así energía eléctrica, como ocurre en los reactores nucleares.

La fusión termonuclear se produce en las estrellas, entre ellas el Sol, y constituye su fuente de calor y luz. La fusión incontrolada se da en la explosión de una bomba de hidrógeno. En la actualidad, se está intentando desarrollar un sistema de fusión controlada.

ContenidoApunte de Estructura Atómica: Espectros de emisión. Los espectros de emisión continuos y discontinuos. Espectros de absorción. Los espectros de absorción

continuos y discontinuos. Teoría de Planck. Modelo atómico de Bohr. Corrección de Sommerfeld. Efecto Zeeman. Efecto Zeeman anómalo.

Espectros ópticos

Cuando se hace pasar la radiación emitida por un cuerpo caliente a través de un prisma óptico, se descompone en distintas radiaciones electromagnéticas dependiendo de su distinta longitud de onda (los distintos colores de la luz visible, radiaciones infrarrojas y ultravioleta) dando lugar a un espectro óptico. Todas las radiaciones obtenidas impresionan las películas fotográficas y así pueden ser registradas.

Cada cuerpo caliente da origen a un espectro diferente ya que esta depende de la propia naturaleza del foco.

Los espectros pueden ser de emisión y absorción. A su vez ambos se clasifican en continuos y discontinuos:

El espectro electromagnético

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- Espectros de emisión: Son aquellos que se obtienen al descomponer las radiaciones emitidas por un cuerpo previamente excitado.

- Los espectros de emisión continuos se obtienen al pasar las radiaciones de cualquier sólidoincandescente por un prisma. Todos los sólidos a la misma Temperatura producen espectros de emisión iguales.

Espectro continuo de la luz blanca

- Los espectros de emisión discontinuos se obtienen al pasar la luz de vapor o gas excitado. Las radiaciones emitidas son características de los átomos excitados.

Espectro de emisión de vapores de Li

- Espectros de absorción: Son los espectros resultantes de intercalar una determinada sustancia entre una fuente de luz y un prisma

- Los espectros de absorción continuos se obtienen al intercalar el sólido entre el foco de radiación y el prisma. Así, por ejemplo, si intercalamos un vidrio de color azul quedan absorbidas todas las radiaciones menos el azul.

- Los espectros de absorción discontinuos se producen al intercalar vapor o gas entre la fuente de radiación y el prisma. Se observan bandas o rayas situadas a la misma longitud de onda que los espectros de emisión de esos vapores o gases.

Espectro de absorción de vapores de Li

Se cumple así la llamada ley de Kirchhoff, que dice:

Todo cuerpo absorbe las mismas radiaciones que es capaz de emitir.

Teoría de PlanckEn 1900 emitió una hipótesis que interpretaba los resultados experimentales satisfactoriamente como los cuerpos captaban o emitían energía.

Según Planck, la energía emitida o captada por un cuerpo en forma de radiación electromagnética es siempre un múltiplo de la constante h, llamada posteriormente constante de Planck por la frecuencia v de la radiación.

ε = n.h.v

h = 6,62 10-34 J.s, constante de Planck

v = frecuencia de la radiación

A hv le llamó cuanto de energía. Que un cuanto sea más energético que otro dependerá de su frecuencia.

Modelo atómico de BohrPara salvar los inconvenientes del modelo anterior, Neils Bohr estableció una serie de postulados (basados en la teoría de Planck y los datos experimentales de los espectros) que constituyen el modelo atómico de Bohr:

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Admitió que hay ciertas órbitas estables en las cuales los electrones pueden girar alrededor del núcleo sin radiar energía. Deduce que sólo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón es múltiplo entero de h/2.π

m.v.r = nh/2.π

Introduce un número n, llamado número cuántico principal, que da nombre a las distintas órbitas del átomo.

El electrón, cuando emite energía cae de una órbita a otra más próxima al núcleo. Lo contrario ocurre si capta energía.

Como según la teoría electromagnética una carga acelerada tiene que irradiar energía, no puede haber ningún orbital permanente. Por eso, Neils Bohr argumentaba que no se podía perder energía continuamente, sino en cuantos (de acuerdo con la teoría de Planck) equivalentes a la diferencia de energía entre las órbitas posibles.

Cuando a un átomo se le suministra energía y los electrones saltan a niveles más energéticos, como todo sistema tiende a tener la menor energía posible, el átomo es inestable y los electrones desplazados vuelven a ocupar en un tiempo brevísimo (del orden de 10-8) el lugar que dejasen vacío de menor energía, llamadosniveles energéticos fundamentales.

Así pues, ya tenemos una explicación de los espectros atómicos con el modelo de Bohr. Cuando un átomo es excitado por alguna energía exterior, algún electrón absorbe dicha energía pasando de un nivel energético fundamental a niveles de energía superior. Como, según Planck, la absorción de energía está cuantizada, la diferencia de energía entre ambos niveles será hv. El electrón absorbe solo una radiación de frecuencia v determinada mayor cuanto mayor sea el "salto" del electrón.

Así, en el espectro de absorción aparecerá una banda continua con algunas rayas negras que corresponderán a aquellas frecuencias determinadas que los electrones han captado para pasar de un nivel a otro más energético.

Como el átomo excitado es inestable, en un tiempo brevísimo el electrón desplazado volverá al nivel energético fundamental, emitiendo una energía de la misma frecuencia hv que absorbió anteriormente.

Así, el espectro de emisión del elemento estará formado por líneas definidas, situadas en la misma longitud de onda que el espectro de emisión, separadas por zonas oscuras.

Ello explica por que los espectros de los vapores o gases (en los que nos encontramos los átomos o moléculas aislados sin interaccionar entre sí) son discontinuos.

Es un hecho experimental que cada elemento químico tiene su espectro atómico característico.

Fue a partir de las series del hidrógeno, de las frecuencias de las distintas radiaciones emitidas, de donde Neils Bohr dedujo los niveles de energía correspondientes a las órbitas permitidas. Sin embargo, al aplicar esta distribución de los niveles energéticos a otros elementos no se correspondían esos cálculos teóricos con los resultados experimentales de los espectros, que eran muchos más complejos. Incluso el mismo átomo de Hidrógeno con espectroscopios más precisos producía líneas que con el modelo de Bohr no se podía explicar.

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Corrección de SommerfeldAl perfeccionarse los espectroscopios (aparatos que muestran los espectros) se observó que las líneas del espectro del hidrógeno eran en realidad varias líneas muy juntas. Y lo que Neils Bohr creyó que eran estados únicos de energía eran varios estados muy próximos entre sí.

Arnold Sommerfeld lo interpretó diciendo que las órbitas podían ser elípticas. Para ello introdujo un nuevo número cuántico l, también llamado número azimutal, que puede valer:

L = 0,1,...,(n-1)

Este número nombra a cada uno de los niveles de energía posibles para cada valor de n. Con Sommerfeld, para determinar la posición del electrón en el átomo de hidrógeno hay que dar 2 números cuánticos l y m.

Efecto ZeemanCuando se obtiene el espectro del átomo de hidrógeno mientras el gas está dentro de un campo magnético se observa un desdoblamiento de las líneas que analizó Sommerfeld. Cada una de estas líneas se desdoblaba en varias. Este fenómeno desaparecía al desaparecer el campo magnético por lo que no se debe a que existan nuevos estados distintos de energía del electrón, sino que está provocado por la interacción del campo magnético externo y el campo magnético que crea el electrón al girar en su órbita.

Este problema se solucionó pensando que para algunas de las órbitas de Sommerfeld existen varias orientaciones posibles en el espacio que interaccionan de forma distinta con el campo magnético externo. Para ello se creo un nuevo número cuántico magnético, que vale para cada valor de l:

M = -l,...,-1,0,1,...,+l

Para determinar pues la posición del electrón en el átomo de hidrógeno hay que dar 3 números cuánticos: n,l, m.

Efecto Zeeman anómaloAl perfeccionar los espectroscopios y analizar los espectros obtenidos por el efecto Zeeman, se comprobó que cada línea era en realidad dos líneas muy juntas. Esto se llamó efecto Zeeman anómalo, y si desaparecía el campo magnético externo también desaparecía este efecto.

Se explicó admitiendo que el electrón puede girar sobre sí mismo y hay dos posibles giros, que interaccionaban de forma distinta con el campo magnético externo y que por eso cada línea se desdoblaba en 2. Se creó un nuevo número cuántico s, o número de spin (giro), al que se le dio 2 valores, uno para cada sentido:

S = +1/2,-1/2

Para describir la posición de un electrón se necesitan 4 números cuánticos: (n,l,m,s).

Sin embargo, todo lo anterior sólo era útil para el átomo de hidrógeno, pues su aplicación en la descripción de otros átomos fracasó.

ContenidoApunte de Estructura Atómica: Núcleo atómico. Corteza atómica. Números

cuánticos. Aspectos espaciales de los orbitales atómicos. Configuración electrónica. Principio de exclusión de Pauli. Principio de Hund o de máxima

multiplicidad.Estructura del átomoa) Núcleo atómicoTiene un tamaño diminuto respecto al volumen del átomo.

V átomo/V núcleo = 3,38.1015

P. ej., para el átomo de Al:

Con Ernest Rutherford sólo se sabía que tiene carga eléctrica positiva. Hoy en día se sabe que, con el excepción que el átomo de hidrógeno (que sólo tiene un protón), los núcleos atómicos contienen una mezcla de protones y neutrones, colectivamente llamados como nucleones. El protón tiene la misma carga que el electrón pero positiva. El protón es de tamaño similar, pero eléctricamente neutro. Ambos tienen una masa de 1 UMA. Los protones y los neutrones en el núcleo atómico se mantienen unidos por la acción de la fuerza nuclear fuerte, que supera a la fuerza de repulsión electromagnética mucho más débil que actúa entre los protones de carga positiva.

La corteza del átomo está formada por unas partículas llamadas electrones y de masa 1/1836 UMA, por lo que al ser tan pequeña se desprecia. Como el átomo es neutro debe haber el mismo número de electrones que de protones.

Al número de protones se le llama Z o número atómico, y se corresponde con el número de orden en el sistema periódico.

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Como el átomo es eléctricamente neutro debe haber el mismo número de protones que de electrones.

Al número de neutrones se llama N.

La masa atómica (A) de un átomo será la suma de los protones y de los neutrones (ya que la del electrón por ser muy pequeña se desprecia).

A = N + Z

Los átomos se representan así: AXX (puede que nos encontremos el número atómico y la masa

cambiada, pero siempre sabremos cual es uno y cual es otro porque la masa atómica siempre será mayor que el número atómico). Ej.:23

11 Na,147N

Para un mismo elemento químico, el número de protones que tienen sus átomos en sus núcleos es el mismo, pero no el de neutrones, el cual puede variar. Se llaman Isótopos de un elemento químico a los átomos de un mismo elemento químico que tienen el mismo número atómico pero distinto número de neutrones. Ej.:

Isótopos del Hidrógeno:¹1H, (protón), ²1H (deuterio), ³1H (tritrio)

Esto es opuesto a lo que afirmaba Dalton, ya que creía que lo característico de los átomos de un mismo elemento químico era su masa atómica. Pero no, lo característico es su número atómico, es decir, todos los átomos de un mismo elemento químico siempre tienen igual número de protones en sus núcleos, pero pueden tener distinto número de neutrones, y por tanto diferentes masas atómicas.

Los isótopos son los responsables de que la masa de los elementos químicos en el sistema periódico no sea un número entero, ya que la masa que presentan las tablas periódicas es una masa resultante de promediar las masas de los diferentes isótopos existentes de un mismo elemento.

Los átomos son neutros, pues el número de cargas positivas es igual al número de cargas negativas, es decir, el número de electrones es igual al número de protones.

Puede ocurrir que el átomo pierda o gane electrones (nunca que pierda o gane protones pues esto acarrearía la transformación de ese átomo en otro átomo de un elemento químico diferente), adquiriendo carga eléctrica neta y dando lugar a un ión :

Si pierde electrones, adquiere carga eléctrica positiva y el ión se llama catión. Si gana electrones, adquiere carga eléctrica negativa y el ión se llama anión.

b) Corteza atómica. Números cuánticosLa situación de los electrones, su nivel de energía y otras características se expresan mediante los números cuánticos. Estos números cuánticos, que se fueron introduciendo como postulados a partir de las modificaciones introducidas en el modelo de Böhr para explicar los fenómenos experimentales, se pueden deducir teóricamente al resolver la ecuación de onda Erwin Schrödinger.

Cada electrón dentro de un átomo viene identificado por 4 números cuánticos:

Número cuántico principal . Se representa por la letra n.

Nos da idea del nivel de energía y el volumen real del orbital. Puede tomar los valores:

N = 1, 2, 3, 4,...

(K, L, M, N,...)

Número cuántico secundario o azimutal. Se representa por la letra l.

Determina la forma del orbital. Puede tomar los valores:

L = 0, 1, 2, 3,...,n-1

(s, p, d, f,...)

O sea,

Para n =1 l = 0 (s)

n = 2 l = 0 (s)l = 1 (p)

n = 3 l = 0 (s)l = 1 (p)l = 2 (d)

n = 4

l = 0 (s)l = 1 (p)l = 2 (d)l = 3 (f)

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Número cuántico magnético. Se representa por la letra m.

Nos indica la orientación que tiene el orbital al someter el átomo a un campo magnético fuerte (efecto Zeeman).

Puede tomar los valores:

m =-l,...,0,...,+l

O sea,

Para l = 0 m = 0

l =1 m = -1m = 0m = +1

l = 2

m = -2m = -1m = 0m = +1m = +2

l = 3

m = -3m = -2m = -1m = 0m = +1m = +2m = +3

Cada valor de m es un orbital. En cada orbital caben como máximo 2 electrones.

Aspectos espaciales de los orbitales atómicosLos orbitales s (l = 0) son esféricos. Su volumen depende del valor de n.

Los orbitales p son 3, tienen forma de 2 lóbulos unidos por los extremos y orientados en la dirección de los 3 ejes del espacio.

Ver esquema de los aspectos espaciales de los orbitales atómicosLos orbitales d son 5, cuya disposición y orientación dependen de los valores de m.

Configuración electrónicaSe entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por tanto, más probable de los electrones en torno al núcleo.

Para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en cuenta los siguientes principios y reglas:

Principio de relleno o Aufbau . Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía.

Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de Mouller.

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/estructura_atomica/ap1/orbitales_atomicos02.gif

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O Bien se sigue esta regla: "Los orbitales menos energéticos sonlos de menor valor de n+l. Si los orbitales tienen el mismo valor de n+l, tendrá menos energía los de menor valor den".

De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s

Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones. Por ejemplo, en las configuraciones de los lantánidos,aunque en teoría los orbitales 4f son más energéticos que los 5d, en realidad el átomo coloca primero un electrón en el 5d que entonces se vuelve más energético, y empieza a rellenar los 4f.

En cada orbital sólo caben 2 electrones. Por tanto, la capacidad de los distintos subniveles son:

Subnivel N° de orbitales - Electrones por orbital Número de electrones

s1

(l = 0)* 2 2

p3

(l =-1,0,+1)* 2 6

d5

(l =-2+1,0,1,2)* 2 10

f7

(l =-3,-2,-1,0,1,2,3)* 2 14

El número de electrones que caben en cada subnivel se puede también fácilmente mediante la fórmula 2(2l+1) y el de cada nivel mediante la fórmula 2n ².

Principio de exclusión de Pauli. No pueden existir dentro de un átomo dos electrones con sus 4 números cuánticos iguales. La consecuencia de esto es que en un orbital sólo puede haber 2 electrones con spines diferentes.

Principio de Hund o de máxima multiplicidad. Un segundo electrón no entra en un orbital que esté ocupado por otro mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía (o sea, igual los valores de n y l) VER CUADRO

ContenidoApunte de Uniones Químicas: Teoría de Lewis. Iones. Fenómeno de la hidratación. Polaridad de las moléculas y el momento dipolar. Masa de las moléculas. Masa molécular y mol.

LAS MOLECULASLas moléculas son agrupaciones estables de átomos unidos por un tipo de enlace químico que se denomina enlace covalente. Además de este enlace entre átomos las moléculas pueden unirse entre sí y organizarse en forma cristalina en el estado sólido. Las moléculas se representan mediante fórmulas químicas y mediante modelos.

Cuando dos o más átomos iguales o diferentes se unen entre sí formando una agrupación estable dan lugar a una molécula. Así, los gases hidrógeno (H2) y oxígeno (O2) están constituidos por moléculas diatómicas en las cuales los dos átomos componentes son esencialmente iguales; el agua está formada por moléculas que se producen por la unión de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (H2O); en el gas metano (CH4) cuatro átomos de hidrógeno se enlazan con uno de carbono para formar la correspondiente molécula.

Cada molécula de una sustancia compuesta constituye la porción más pequeña de materia que conserva las propiedades químicas de dicha sustancia. O en otros términos,las sustancias compuestas puras pueden ser consideradas como conjuntos de moléculas iguales. Cualquier proceso observable en o entre sustancias químicas puede interpretarse desde el punto de vista de lo que les sucede a sus átomos,a sus iones o a sus moléculas. Este fue el planteamiento mantenido por primera vez por Dalton, que supuso una nueva orientación de la química y dio lugar, como uno de sus frutos, a la confección de la primera tabla de masas atómicas.

¿COMO SE FORMAN LAS MOLECULAS?Ante la diversidad de elementos químicos existentes en la naturaleza cabe preguntarse cuál es la razón por la que unos átomos se reúnen formando una molécula y otros no; o de otra manera, por qué no toda molécula o agrupación de átomos imaginable tiene existencia real. Una primera respuesta puede hallarse en la tendencia observada en todo sistema físico a alcanzar una condición de mínima energía. Aquella agrupación de átomos que consiga reducir

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/estructura_atomica/ap07_estructura_atomica_cuadro.php

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la energía del conjunto dará lugar a una molécula,definiendo una forma de enlace químico que recibe el nombre de enlace covalente.

Junto con esa idea general de configuración de energía mínima, otros intentos de explicación de este tipo de enlace entre átomos han sido planteados recurriendo a las características fisicoquímicas de las estructuras electrónicas de los átomos componentes.

La teoría de LewisEl químico estadounidense Gilbert Newton Lewis (1875-1946) advirtió que el enlace químico entre átomos no podía explicarse como debido a un intercambio de electrones. Dos átomos iguales intercambiando electrones no alterarían sus configuraciones electrónicas; las ideas válidas para el enlace iónico no eran útiles para explicar de una forma general el enlace entre átomos. Sugirió entonces que este tipo de enlace químico se formaba por la comparación de uno o más pares de electrones o pares de enlace. Por este procedimiento los átomos enlazados alcanzaban la configuración electrónica de los gases nobles. Este tipo de configuración de capas completas se corresponde con las condiciones de mínima energía o máxima estabilidad características de la situación de enlace.

La teoría de Lewis, conocida también como teoría del octete por ser éste el número de electrones externos característicos de los gases nobles, puede explicar, por ejemplo, la formación de la molécula de yodo I2:

Ambos átomos, que individualmente considerados tienen siete electrones en su capa externa, al formar la molécula de yodo pasan a tener ocho mediante la comparación del par de enalce.

Existen moléculas cuya formación exige la comparación de más de un par de electrones. En tal caso se forma un enlace covalente múltiple. Tal es el caso de la molécula de oxígeno O2:

para cuya formación se comparten dos pares de electrones. Representado cada par de electrones mediante una línea resulta:

que indica más claramente la formación de un doble enlace.

En la molécula de nitrógeno N2sucede algo semejante, sólo que en este caso se han de compartir tres pares de electrones para alcanzar el octete, con la formación consiguiente de un triple enlace:

Esta explicación puede extenderse al caso de las moléculas formadas por átomos de elementos no metálicos diferentes entre sí, tales como HCl, NH3, H2O o CO2 por ejemplo:

Lewis contempló la posibilidad extrema de que los pares electrónicos de enlace fueran aportados por un sólo átomo.

Tal es el caso de ion, NH4+,en el cual el átomo de nitrógeno aporta el par de electrones al

enlace con el ion H+:

Este tipo de enlace covalente se denomina coordinado o dativo.

Los subíndices que aparecen en las fórmulas químicas de compuestos covalentes expresan el número de átomos que se combina para formar una molécula y están, por tanto, relacionados con la capacidad de enlace de cada uno de ellos, también llamada valencia química. Según la teoría de Lewis, la configuración electrónica de la capa externa condiciona dicha capacidad y

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es la responsable del tipo de combinaciones químicas que un determinado elemento puede presentar.

La teoría del enlace de valenciaLa superación del modelo de Bohr y el desarrollo del modelo atómico de la mecánica cuántica tuvo una clara repercusión en las ideas sobre el enlace químico en general y sobre el covalente en particular. Uno de los enfoques mecanocuánticos del enlace covalente se conoce como teoría del enlace de valencia y permite comprender en términos no sólo de energías,sino también de fuerzas, el fenómeno del enlace entre átomos.

La formación del enlace covalente simple tiene lugar cuando los orbitales correspondientes a dos electrones desapareados de átomos diferentes se superponen o solapan,dando lugar a una región común en la cual los dos electrones con espines opuestos, tal y como exige el principio de exclusión de Pauli, ocupan un mismo orbital. Ese par compartido constituye el elemento de enlace entre los dos átomos.

Así, por ejemplo, cuando dos átomos de H se aproximan suficientemente, existe una disposición en la cual sus nubes electrónicas están parcialmente solapadas y para la que la energía potencial del conjunto es mínima, constituyendo, pues, una situación de enlace. En términos electrónicos puede afirmarse que el orbital 1 s de cada átomo de hidrógeno,semiocupado por su electrón correspondiente, es completado por el electrón del otro átomo de hidrógeno. Los dos electrones con espines opuestos de este par, son atraídos entonces por cada uno de los núcleos, constituyendo el par de enlace. La existencia de este par común es lo que determina que los núcleos estén ligados entre sí con las limitaciones que, en cuanto a proximidad, imponen las fuerzas de repulsión nuclear.

La primitiva idea de comparación de electrones de Lewis sigue, de algún modo, presente en la teoría del enlace de valencia, aunque se abandona la regla del octete y se sustituye por la condición de que dos electrones desapareados puedan ocupar un mismo orbital. El número de enlaces covalentes posible depende, entonces, del número de electrones desapareados presentes en el átomo correspondiente o en algún estado excitado previo a la formación de la molécula.

IONES Y MOLECULASLa polaridad eléctrica de las moléculasEl hecho de que en una molécula los átomos enlazados no sean iguales, hace que el grado de comparación electrónica no sea el mismo para ambos. Cada elemento no metálico presenta una tendencia diferente a captar electrones (electronegatividad).En una unión covalente el átomo más electronegativo atraerá con mayor intensidad al par o pares de enlace y esa nube electrónica compartida se desplazará hacia dicho átomo alejándose del otro. Por tal motivo la distribución de carga en la molécula resulta asimétrica y ésta se convierte en un pequeño dipolo eléctrico con una región negativa y otra positiva. Esta circunstancia se hace tanto más patente cuanto mayor es la diferencia entre la electronegatividad de los átomos enlazados. Se dice entonces que el enlace covalente es polar,lo cual significa que se aproxima, en cierta medida, a un enlace de tipo iónico. Entre un enlace covalente puro (no polar) y un enlace iónico puro existen, pues, formas intermedias en las que el enlace real participa de las características de ambos tipos extremos e ideales de enlace químico.

Las moléculas polares se comportan de una forma parecida a como lo hacen los iones. La molécula de agua es un caso típico de molécula polar en la cual el carácter electronegativo del átomo de oxígeno respecto del hidrógeno hace que los dos pares de electrones de enlace estén desplazados hacia su núcleo. De una forma aproximada se puede decir que la mayor carga positiva del núcleo de oxígeno (Z = 8) respecto del de hidrógeno (Z = 1) atrae hacia sí los pares de electrones compartidos en el enlace, de modo que éstos se hallan moderadamente desplazados hacia el oxígeno. Esta asimetría en la distribución de las cargas en cada uno de los enlaces H - 0, confiere a éstos una cierta polaridad eléctrica. Es decir, el átomo de oxígeno se encuentra sobrecargado negativamente en tanto que los dos átomos de hidrógeno aparecen cargados positivamente, aun cuando la molécula en su conjunto sea eléctricamente neutra. A causa del carácter polar del enlace oxígeno-hidrógeno, la molécula de agua se convierte en un dipolo eléctrico.

El fenómeno de la hidrataciónEl carácter dipolar de la molécula de agua es el responsable de diferentes propiedades fisicoquímicas de esta sustancia y, en particular, de su poder como disolvente de compuestos iónicos. Cuando un cristal iónico de cloruro de sodio (NaCl) se sumerge en agua las moléculas de ésta,al ser móviles, son atraídas por los centros eléctricos fijos del cristal, orientando sus polos positivos hacia los iones negativos de la red y viceversa. Estas fuerzas atractivas ion-dipolo debilitan los enlaces entre los iones de la red cristalina, con lo que su estructura comienza a desmoronarse y al cabo de un cierto tiempo sobreviene la disolución total del cristal.

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Cada ion en libertad es rodeado completamente por moléculas de agua orientadas de forma diferente según sea la polaridad de aquél. Se dice entonces que el ion está hidratado y el proceso de formación de esta capa de moléculas de agua en torno suyo se denomina hidratación.Cuando este fenómeno implica la intervención de moléculas polares diferentes del agua recibe el nombre genérico de solvatación.

LA POLARIDAD DE LAS MOLECULAS Y EL MOMENTO DIPOLARNo sólo la electronegatividad desempeña un papel importante en el carácter polar o no polar de una molécula, sino también su geometría. En el caso del agua,los dos dipolos correspondientes a sus enlaces dan una suma no nula. El efecto de la polarización de un enlace puede representarse en términos de fuerzas. Componiendo vectorialmente ambas acciones dipolares resulta un efecto conjunto no nulo responsable de los fenómenos de hidratación anteriormente descritos.

Sin embargo, es posible que una molécula posea enlaces muy polarizados, pero que en conjunto se comporte como apolar. Tal es el caso del trifluoruro de boro (BF3). Su geometría es plana, estando los átomos de flúor situados en los vértices de un triángulo equilátero y el átomo de boro en su centro geométrico. La composición vectorial de los tres dipolos individuales da un efecto global nulo. La magnitud física que da idea de la polaridad de la molécula en su conjunto recibe el nombre de momento dipolar.

SOLIDOS MOLECULARESSólidos formados por moléculas no polaresLas moléculas no polares pueden ordenarse de forma regular, dando lugar, a temperaturas suficientemente bajas, a sólidos cristalinos. Ello implica la existencia de ciertos tipos de fuerzas intermoleculares que a pesar de ser muy débiles poseen un efecto ordenador que hace posible la formación del cristal. El hecho de que sustancias moleculares tales como Cl2, H2, CO2, etc.,sean blandas y posean muy bajos puntos de solidificación es precisamente consecuencia de la debilidad de tales fuerzas,las cuales son capaces de vencer los efectos disgregadores de la energía térmica sólo a muy bajas temperaturas. Estas fuerzas de interacción molecular reciben el nombre de fuerzas de Van der Waals.

La naturaleza de las fuerzas de Van der Waals puede explicarse del siguiente modo: aun aquellas moléculas que no poseen un carácter dipolar permanente pueden convertirse en dipolos durante brevísimos intervalos de tiempo; esto es consecuencia de los cambios que se producen en las distribuciones de carga en el interior de los átomos y que implican acumulaciones transitorias en ciertos sitios. Las interacciones que resultan entre estos dipolos instantáneos y fluctuantes son la causa de que aparezcan estas débiles fuerzas de atracción entre moléculas no polares que dan lugar a sólidos blandos que pueden pasar a estado líquido e incluso directamente a vapor con facilidad.

Sólidos formados por moléculas polaresLas moléculas polares pueden unirse entre sí para formar estructuras cristalinas típicas del estado sólido, comportándose de una forma parecida a como lo hacen los iones en un cristal iónico. El resultado es la formación de ordenaciones reticulares o redes cristalinas cuyos puntos de fusión o de ebullición y cuya resistencia mecánica resultan superiores a las que cabría esperar si se tratase de moléculas no polares. Son las fuerzas electrostáticas por una parte y la organización reticular por otra lo que les confiere esas propiedades.

El punto de fusión o la dureza del cristal están relacionados con la solidez de la estructura y ésta a su vez con la intensidad de las fuerzas que mantienen unidos a sus componentes. El comportamiento de los sólidos de moléculas polares es, en este sentido, inferior al de los sólidos iónicos.

Un tipo de enlace intermolecular especialmente interesante se presenta cuando las moléculas en cuestión son fuertemente polares y contienen, además, algún átomo de hidrógeno. Se conoce con el nombre deenlace de hidrógeno o enlace por puentes de hidrógeno porque el átomo de hidrógeno hace de puente de unión entre las moléculas. El agua constituye un ejemplo de sustancia en la que la presencia de puentes de hidrógeno es importante. Cada átomo de hidrógeno con su carga positiva efectiva puede atraer o ser atraído por un átomo de oxígeno de otra molécula de agua. Estas interacciones hacen que por debajo de los 0 °C de temperatura se genere una estructura sólida cristalina: es el hielo.

En estado sólido las moléculas de agua se ordenan tetraédricamente, situándose los átomos de oxígeno en los centros de los tetraedros, en tanto que los cuatro vértices son ocupados dos por los átomos de hidrógeno propios y otros dos por átomos de hidrógeno de otras moléculas ligados electrostáticarnente al átomo de oxígeno central. A causa de esta ordenación, cada molécula de agua aparece rodeada únicamente por otras cuatro enlazadas entre sí por estas fuerzas de atracción intermolecular. La estructura cristalina así formada es muy abierta y voluminosa, es decir, poco densa.

Cuando por efecto de un aumento en la temperatura se inicia la fusión del hielo algunos enlaces entre moléculas por puentes de hidrógeno se rompen, se desmorona la estructura

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tetraédrica y las moléculas de agua se apiñan unas al lado de otras en un agrupamiento más compacto. Por esta razón, y en contra de lo que es habitual, el agua líquida es más densa que el hielo. Este proceso de ruptura de enlaces de hidrógeno aumenta con la temperatura, por lo que de 0 °C a 4 °C el agua líquida aumenta de densidad. A partir de los 4 °C la dilatación producida por el incremento térmico es ya capaz de contrarrestar el efecto anterior de signo opuesto, con lo que la densidad del agua comienza a disminuir con la temperatura. El agua presenta, pues, un máximo de densidad a los 4 °C, lo cual tiene una considerable importancia en la naturaleza al hacer posible el mantenimiento de la vida en medios subacuáticos en condiciones exteriores de bajas temperaturas.

LA MASA DE LAS MOLECULASFórmulas químicasLas sustancias compuestas se representan mediante una combinación de símbolos químicos de los elementos que las constituyen. Esta forma de representación,introducida por el químico sueco Jöns Jacob Berzelius (1779-1848), posee un doble significado, pues no sólo indica qué elementos están presentes en un compuesto dado, sino también en qué proporción los átomos respectivos participan en la formación de su molécula. Cada símbolo en una fórmula química equivale a un átomo de la sustancia simple correspondiente. Los subíndices que pueden aparecer en una fórmula, hacen referencia al número de átomos de cada elemento.

Si se toma en consideración la masa de los átomos la fórmula de una combinación química expresa, además, la proporción en masa en la que los elementos en cuestión intervienen en la formación de una sustancia compuesta dada.

Así, la fórmula del amoníaco, NH3,indica que esta sustancia resulta de la combinación de hidrógeno y nitrógeno a razón de tres átomos de hidrógeno por cada uno de nitrógeno, o en otros términos, en la proporción de 3 x 1,008 gramos de hidrógeno por cada 1 x 14,007 gramos de nitrógeno.

Este tipo de fórmula, llamada también fórmula empírica o molecular, no indica, sin embargo, nada sobre la estructura de la molécula, es decir, sobre la forma en que sus átomos componentes y los enlaces entre ellos se distribuyen en la molécula. Así, la fórmula empírica del agua H2O podría corresponder a cualquiera de las siguientes configuraciones de sus átomos componentes:

De estas tres la única que es conforme a los resultados experimentales es la tercera. Cuando interesa reflejar las orientaciones de los enlaces, la fórmula estructural, que es el nombre que recibe este tipo de fórmula química, se aproxima bastante a un modelo molecular en el que se reproducen a escala los átomos, la longitud de los enlaces y sus ángulos respectivos. En tal caso la fórmula del agua deberá representarse en la forma:

ya que los dos enlaces H - 0 forman entre sí un ángulo de 105°.

La masa de una molécula y de un molLas masas moleculares se expresan en unidades de masa atómica (u), las cuales, por su tamaño, resultan apropiadas a este tipo de cantidades. La masa de una molécula en u será la suma de las masas de los diferentes átomos que la componen y que aparecen recogidos en la fórmula molecular correspondiente. Así la masa molecular del metano (CH4) será 4 M(H) + 1 M(C), siendo M(H) y M(C) las masas atómicas de los átomos de hidrógeno y carbono respectivamente; es decir, M(CH4) = 4.1,008 + 12,011 = 16,043 u.

Como cantidad de sustancia, un mol de un compuesto dado es igual a un mol de sus moléculas, lo que equivale, de acuerdo con la definición de mol, a NA moléculas, siendo NA = 6,023.1023 el número de Avogadro. Dado que 1 gramo equivale a NA u, el mismo número que indica la masa de una molécula en unidades de masa atómica indica también el valor de su mol expresado en gramos. Así un mol de metano equivale a

NA· 16,043 u = 16,043 NA u = 16,043 g

A la masa expresada en gramos que corresponde a un mol de una sustancia compuesta se la denomina también molécula-gramo.

APLICACION DEL CONCEPTO MOLEl cloroformo es una sustancia que se emplea como anestésico y cuya fórmula química es:

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Calcular su masa molecular en u y el valor de su mol en gramos. ¿Cuántos moles de sustancia estarán contenidos en una muestra de 15,00 gramos? ¿Y cuántas moléculas? ¿Y cuántos átomos de cloro? Determinar el porcentaje en masa de cloro que contiene el cloroformo.

La masa molecular M es la suma de las masas atómicas, de modo que:

M(CHCl3) = M(C) + M(H) + 3M(CI) = 12 + 1 + 3.35,5 = 119,5 u

y por tanto,

1 mol de CHCI3 = 119,5 gramos

El número de moles de CHCl3contenidos en 15,00 g de sustancia se obtendrá dividiendo la masa en gramos por el número de gramos por mol:

n° de moles = masa (gramos)/(n° de gramos/mol) = 15,00/119,5 = 0,126

Dado que cada mol de CHCl3equivale a NA moléculas, resultará:

n.° de moléculas = n.° moles. NA = 0,126.6,023.1023 = 0,759.1023

Por cada molécula de CHCl3hay tres átomos de cloro, de modo que en esta sustancia se cumplirá:

n.° de átomos (CI) = n.° moléculas (CHCl3) · 3 = 0,759.1023.3 = 2,277.1023

Finalmente el tanto por ciento en masa de cloro se calculará a partir de la contribución del cloro a la masa molecular. De las 119,5 u del CHCl3, 3.35,5 = 106,5 proceden del cloro, por tanto:

% de cloro = 106,5.100/119,5 = 89,12 %

ContenidoApunte de Uniones Químicas: Enlace ionico. Propiedades de los compuestos

iónicos. Enlace covalente. Fuerzas intermoleculares. Electrovalencia y covalencia. Enlace metálico. Polaridad de los enlaces.

ENLACE IONICOEl enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo,y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).

Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica,cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en un red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos

Propiedades de los compuestos iónicos

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.

Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.

Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se

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libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.

ENLACE COVALENTEGilbert Newton Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica (no metales) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla (metales), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.

Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6,el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.

Fuerzas intermoleculares

A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula apolar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas apolares).

Propiedades de los compuestos covalentes

Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (ejem.: agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes apolares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía

ELECTROVALENCIA Y COVALENCIATeniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.

· La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.

· La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.

ENLACE METALICOLos elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de

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cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.

En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.

POLARIDAD DE LOS ENLACESEn el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.

ContenidoApunte de Uniones Químicas: Tipos de enlace. Elementos de un enlace. Elementos electropositivos y electronegativos. Electrones de valencia. Valencia electroquímica.

Soluciones. Conductibilidad. Resonancia.

ENLACES QUIMICOS

Cuándo hacemos leche en polvo, o cuando le echamos azúcar al té, ¿desaparece la leche o el azúcar? Claro que no, uno respondería que estos se están disolviendo en el agua. Pero en realidad, ¿Qué sucede? ¿Por qué sucede? Son hechos tan comunes que se nos olvida hacernos estas preguntas. En realidad lo que sucede es que la leche y el azúcar son solutos, que serán disueltos en un solvente como el agua. Pero ¿qué es lo que en realidad sucede? ¿Qué son los solutos y los solventes? Bueno estas preguntas serán respondidas en este informe.

Este informe habla de enlaces y soluciones, pero, para entenderlos hay que empezar por conocer el significado de estas palabras, para luego poder pasar a un lenguaje más técnico. Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos que se han unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano, para la mayoría de los elementos alcanzar ocho electrones en su último nivel. Las soluciones son mezclas homogéneas, no se distinguen sus componentes como separados, entre al menos dos reactantes un soluto, que es él que será disuelto, y un solvente, que es él que disolverá al soluto.

¿Qué mantiene unidos a los Atomos?

Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos forman compuestos. La mayoría de los elementos que conocemos existen en la naturaleza formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí.

Todos los compuestos están constituidos por dos o más átomos de un o más elementos diferentes, unidos entre sí por enlaces ya sean estos iónicos o covalentes.

Tipos De EnlaceSi los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.

Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar. Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar -polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones,

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aunque sea en forma desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.

Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva. Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.

Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.

Para la formación de iones estables y enlace covalente, la norma más común es que cada átomo consiga tener el mismo número de electrones que el elemento de los gases nobles -grupo 18- más cercano a él en la tabla periódica. Los metales de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB) de la tabla periódica tienden a perder un electrón para formar iones con una carga positiva; los de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB) tienden a perder dos electrones para formar iones con dos cargas positivas, y de la misma forma los de los grupos 3 (o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas positivas. Por la misma razón, los halógenos, grupo 17 (o VIIA), tienden a ganar un electrón para formar iones con una carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o VIA) a formar iones con dos cargas negativas. Sin embargo, conforme aumenta la carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad, así que las cargas aparentemente mayores serían minimizadas compartiendo los electrones covalentemente.

El enlace covalente se forma cuando ambos átomos carecen del número de electrones del gas noble más cercano. El átomo de cloro, por ejemplo, tiene un electrón menos que el átomo de argón (17 frente a 18). Cuando dos átomos de cloro forman un enlace covalente compartiendo dos electrones (uno de cada átomo), ambos consiguen el número 18 del argón (Cl~~Cl). Es común representar un par de electrones compartido por medio de un guión entre los átomos individuales: Cl~~Cl se escribe Cl-Cl.

Otros Elementos De Un EnlaceIones

Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y que el número de cargas positivas del primero es igual al número de electrones de la corteza; de ahí su electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones.

Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo.

En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes.

Elementos electropositivos y electronegativos

Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales.

Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.

Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los halógenos de fuerte carácter electronegativo.

Electrones de valencia

La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia.

La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.

Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad.

Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable.

Valencia electroquímica

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Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el ion es monovalente, bivalente, trivalente, etc.

Tipo deenlace

Tipo deestructura

Ejemplo deestructura

Propiedadescaracterísticas

Enlace iónico

Ejemplo: KCl

Rediónica

Cloruro depotasio, KCl

Sólidos cristalinos.Puntos de fusión elevados.Puntos de ebullición elevados.Solubles en agua.Conducen la electricidad fundidos o en disolución.No conducen la electricidad en estado sólido.

Enlace covalente

Ejemplo: CH4

Moléculas simples

Metano, CH4

Fundamentalmente líquidos y gases.Puntos de fusión bajos.Puntos de ebullición bajos.Insolubles en agua.No conducen la electricidad.

Ejemplo: C

Moléculas gigantes

Diamante, C

Sólidos.Puntos de fusión elevados.Puntos de ebullición elevados.La solubilidad y conductividad varían de una sustancia a otra.

Enlace metálico

Ejemplo: Ag

Redmetálica

Plata, Ag

Sólidos cristalinos.Puntos de fusión elevados.Puntos de ebullición elevados.Insolubles en agua.Dúctiles y maleables.

Esta Tabla Ejemplifica Los Tipos De Enlace

ValenciaEn la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones del ´exterior´ de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.

El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana. Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB), y cuatro para los elementos de los grupos 4 (o IVB) y 14 (o IVA). Todos los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis.

El helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de valencia. Los elementos cercanos al helio tienden a adquirir una configuración de valencia de dos: el hidrógeno ganando un electrón, el litio perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones. El hidrógeno suele compartir su único electrón con un electrón de otro átomo formando un enlace simple, como en el cloruro de hidrógeno, H-Cl. El cloro, que originalmente tiene siete electrones de

valencia, pasa a tener ocho. Esos electrones de valencia pueden representarse como:

o . Las estructuras de N2 y CO2 se pueden expresar ahora como :N:::N: o IN≡NI

y . Estas estructuras de Lewis muestran la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles para cada átomo. Probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser representados razonablemente por las estructuras electrónicas de Lewis. El resto, en especial aquellos que contienen elementos de la parte central de la tabla periódica, no puede ser descrito normalmente en términos de estructuras de gases nobles.

Soluciones

Todas las soluciones están formadas por al menos un soluto y un solvente. Las soluciones son mezclas homogéneas entre solutos y solventes. El soluto es el que se disuelve en el solvente. El solvente debe encontrarse siempre en mayor cantidad, excepto el agua.

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Conductibilidad

Ningún solvente puro conduce la corriente eléctrica. Y ningún soluto puro conduce la corriente eléctrica, a menos que este en estado líquido. Pero una solución puede conducir la corriente. Para que esto suceda, la solución debe estar formada por un soluto electrolito (es decir, compuestos formado por enlaces iónicos no orgánicos) y por un solvente polar como el agua, lo cual forma una solución electrolítica.

Las soluciones de NaCl (sal común) o CuSO4 (sulfato cúprico) en agua conducen la electricidad a toda su intensidad. Pero, el acido acetico o vinagre común (CH3-CO-OH) al disolverse en agua produce iones los cuales pueden conducir la electricidad, pero solo levemente.

ResonanciaUna extensión interesante de la estructura de Lewis, llamada resonancia, se encuentra por ejemplo en los iones nitrato, NO3-. Cada N tiene originalmente cinco electrones de valencia, cada O tiene seis, y uno más por la carga negativa, suman un total de 24 (5 + (3 x 6) + 1) electrones para cuatro átomos. Esto proporciona un promedio de seis electrones por átomo, por tanto, si se aplica la regla del octeto de Lewis, debe producirse un enlace covalente. Se sabe que el átomo de nitrógeno ocupa una posición central rodeado por los tres átomos de oxígeno, lo que proporcionaría una estructura de Lewis aceptable, excepto porque existen tres estructuras posibles. En realidad, sólo se observa una estructura. Cada estructura de resonancia de Lewis sugiere que debe haber dos enlaces simples y uno doble. Sin embargo, los experimentos han demostrado que los enlaces son idénticos en todos los sentidos, con propiedades intermedias entre las observadas para los enlaces simples y los dobles en otros compuestos. La teoría moderna sugiere que una estructura de electrones compartidos localizados, tipo Lewis, proporcionaría la forma y simetría general de la molécula más un grupo de electrones deslocalizados (representados por puntos) que son compartidos por toda la molécula.

Definiciones

Enlace químico: fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.

Enlace iónico: concepto de enlace químico. Enlace iónico. Estructuras cristalinas de los compuestos iónicos. Límites de estabilidad. Energía de red. Ciclo de Born-Haber. Propiedades generales de los compuestos iónicos.

Enlace covalente: introducción. Teoría de Lewis. Teoría del enlace de valencia. Carácter dirigido del enlace covalente. Orbitales híbridos. Resonancia. Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. Teoría de orbitales moleculares. Moléculas diatómicas homo y heteronucleares. Transición entre el enlace iónico y covalente: electronegatividad y polarización.

Enlace metálico: propiedades generales de los metales. Estructuras de los metales. Teoría de enlace. Conductores aislantes y semiconductores.

Enlaces intermoleculares: evidencias. Enlaces por fuerzas de van del waals: orientación, inducción y dispersión. Enlaces de hidrógeno. Propiedades de los compuestos covalentes.

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Tipos de enlace

En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:

1. Enlace iónico, si hay atracción electrostática.2. Enlace covalente, si comparten los electrones.3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por

uno de ellos.4. Enlace metálico, so los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.

ContenidoApunte de Compuestos Químicos: Energía y procesos químicos. Contenido energético de las sustancias químicas. Espontaneidad de las reacciones.

Balance entre energía y desorden. Ley de Hess.LA ENERGIA EN LAS REACCIONES QUIMICAS

El estudio de las reacciones químicas desde un punto de vista energético mejora la descripción de los procesos químicos. La entalpía o contenido energético cambia al pasar de los reactivos a los productos y, junto con la entropía o grado de desorden, determina el que una reacción se produzca o no espontáneamente. La variación de entalpía en una reacción química no depende del camino seguido por la reacción, sino sólo de los estados inicial y final.

Las reacciones químicas son procesos de transformación o cambio de unas sustancias en otras. En ciertas ocasiones, el interés de este tipo de procesos se centra en la obtención de nuevos productos útiles para la medicina o para la industria; en otras, se persigue la obtención de energía; tal es el caso, por ejemplo, de la combustión de la gasolina o del carbón. En general, las reacciones químicas llevan consigo cambios materiales y también cambios energéticos.

El estudio de los procesos químicos requiere,por tanto, algo más que cálculos sobre cuánta cantidad de productos se forma a partir de una cantidad dada de reactivos. La determinación de la cantidad de energía puesta en juego en una reacción o la explicación de su carácter espontáneo constituyen algunas de las cuestiones o aspectos energéticos de las reacciones químicas.

ENERGIA Y PROCESOS QUIMICOSConceptos fundamentalesToda reacción química lleva asociada una variación observable de energía que puede manifestarse en forma luminosa, eléctrica, mecánica o calorífica, siendo esta última, con mucho, la más frecuente. Para estudiar un proceso químico desde un punto de vista energético, se suele considerar separadamente el conjunto de sustancias en transformación, denominado genéricamente sistema , del resto, que recibe el nombre demedio o entorno . De acuerdo con lo anterior, las reacciones químicas implican una transferencia de energía que en unas ocasiones se lleva a cabo del sistema al medio y en otras en sentido inverso. Si la reacción lleva consigo un desprendimiento de calor del sistema al medio, se denomina exotérmica . Por el contrario, si el proceso químico implica la absorción de una cierta cantidad de calor del medio por parte del sistema, se denomina endotérmica .

Todas las reacciones de combustión son exotérmicas; así, la reacción de combustión del hidrógeno libera gran cantidad de calor:

H2 + ½O2 H2 O + calor

Por el contrario, la reacción de descomposición del carbonato de calcio es endotérmica pues requiere la aportación al sistema de una cierta cantidad de energía calorífica del medio:

CaCO3 + calor CO2 + CaO

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La cantidad de calor desprendido o absorbido en una reacción química, referida a las cantidades de sustancias, en número de moles, que figuran en la correspondiente ecuación química ajustada, se denominacalor de reacción . Se expresa en kilocalorías (kcal) o en kilojulios (kJ) y suele situarse en el segundo miembro de la ecuación; en el caso de que se trate de una reacción endotérmica irá precedido de un signo menos.

Los calores de reacción dependen de las condiciones de presión, temperatura y estado físico (sólido, líquido o gaseoso) del sistema; por ello, cuando se pretendan hacer cálculos de energía deben especificarse en la ecuación química dichas condiciones.

Así la reacción de formación del agua se escribirá en forma completa como:

H2 (g; 1 atmósfera) + ½O2 (g; 1 atmósfera) 298 K H2 O (g; 1 atmósfera) + 241,8 kJ

Dado que las diferentes sustancias son gaseosas, se ha hecho explícita la presión. En ocasiones, se sobreentiende que los calores de reacción están referidos a unas condiciones estándar de presión y temperatura, por lo general 1 atmósfera y 298 K, señalándose únicamente el estado físico. La ecuación química resultante de añadir toda esta información recibe el nombre de ecuación termoquímica .

El contenido energético de las sustancias químicasSi en los procesos químicos se producen cesiones o absorciones de energía del sistema al medio, cabe pensar que tanto los reactivos como los productos almacenan una determinada cantidad de energía, siendo la diferencia entre ambas la que entra en juego en la reacción química. A tal cantidad de energía almacenada por cada una de las sustancias se le denomina contenido energético o entalpía y se representa mediante la letra H.

De acuerdo con esto, en las reacciones endotérmicas el contenido energético de los productos es superior al de los reactivos; el sistema ha pasado de un estado inicial menos energético a otro final más energético, y para ello ha sido preciso la absorción de la correspondiente cantidad de energía del medio. En las reacciones exotérmicas sucede, por el contrario, que el contenido energético de los productos es inferior al de los reactivos, de modo que el estado final del sistema es menos energético que el estado inicial; el sistema ha perdido energía cediéndosela al medio. En aquellas reacciones en las cuales las condiciones de presión y temperatura se mantienen constantes, la diferencia Δ H de contenido energético del sistema entre los estados final e inicial, o lo que es lo mismo, la energía puesta en juego en el proceso, coincide con el calor de reacción que aparece de forma explícita en la ecuación termoquímica. En las reacciones endotérmicas la variación de entalpía es positiva, Δ H > 0, mientras que en las exotérmicas es negativa, Δ H < 0.

Cabe preguntarse cuál es, finalmente, la razón por la que en las reacciones químicas se producen estos cambios de energía. La respuesta se encuentra en la propia naturaleza de los procesos químicos. Una reacción química implica una ruptura de enlaces y una posterior recomposición de los átomos resultantes en moléculas diferentes, formadas por nuevos enlaces.

No todos los enlaces son igual de fuertes, es decir, la energía necesaria para romperlos (energía de enlace) es, en general, diferente, de ahí que toda reorganización implique una variación del contenido energético del sistema. Si los enlaces de los productos son, en conjunto, más débiles que los de los reactivos, podrá haber producción de energía y la reacción será exotérmica. Si por el contrario, los enlaces de los productos son más fuertes que los de los reactivos, habrá sido necesario un aporte de energía y la reacción será entonces endotérmica.

LA ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONESEl principio de mínima energíaComo en toda la naturaleza, también en las reacciones químicas opera el principio de mínima energía según el cual los sistemas materiales tienden a evolucionar en el sentido en el que disminuye su energía potencial. Una bola rueda por un plano inclinado hasta encontrar la posición más baja, que es la de menor energía; un muelle comprimido se expande para conseguir una condición de mínima deformación y, por tanto, de mínima energía acumulada, y una reacción química evoluciona hacia estados de menor contenido energético.

Sucede, en ocasiones, que siendo el contenido energético de los productos inferior al de los reactivos, el sistema en cuestión no evoluciona espontáneamente como cabría esperar según el principio de mínima energía. En una parte de los casos, esto es debido a que se precisa una cierta cantidad de energía, por lo general pequeña, para poner en marcha la reacción, de la misma manera que es preciso dar un impulso inicial a un bloque de madera para que descienda por un plano inclinado. Esta dosis de energía inicial se denomina energía de activación y se emplea en la ruptura de los primeros enlaces, que suministrará energía propia suficiente como para mantener la reacción por sí misma.

El principio de máximo desorden

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De acuerdo con el principio de mínima energía,considerado aisladamente, ninguna reacción endotérmica podría ser espontánea, pues en este tipo de reacciones la energía del sistema aumenta. Sin embargo, existen en la naturaleza reacciones y procesos que, siendo endotérmicos, se producen espontáneamente. Ello indica que, junto con la energía, otro factor debe condicionar el carácter espontáneo de una reacción química. Ese factor adicional es el grado de desorden , también denominado entropía (S) .

La entropía depende de factores tales como el número de partículas en juego o el estado físico de las sustancias. Así el estado gaseoso es más desordenado que el líquido o que el sólido y corresponde, por lo tanto, a una mayor entropía.

Junto con la tendencia a alcanzar el estado de mínima energía, los sistemas químicos tienden de forma natural a alcanzar el estado de máximo desorden y son ambos factores los que controlan conjuntamente el carácter espontáneo de las reacciones químicas.

Un balance entre energía y desordenEl hecho observado de que la espontaneidad de las reacciones químicas dependa no sólo de la energía sino también del desorden, puede explicarse a partir de la siguiente ecuación entre magnitudes físicas:

Δ G = Δ H - T Δ S (23.1)

donde H es el contenido energético o entalpía, T es la temperatura absoluta, S es la entropía y G la llamadaenergía libre de Gibbs . Esta magnitud G a la que contribuyen tanto la entalpía como la entropía, es la que determina el carácter espontáneo de una reacción química. En todos los procesos espontáneos la energía libre del sistema disminuye, es decir, el valor final de G es menor que el inicial y, por tanto, Δ G es negativa. De acuerdo con la anterior ecuación, tal disminución (Δ G < 0) podrá ser debida a una disminución del contenido energético H ( Δ H < 0), a un aumento del desorden (Δ S > 0) o a ambos.

El resultado final de ese balance entre energía y desorden es entonces el responsable de la espontaneidad de la reacción. Si T.Δ Ses mayor que Δ H aunque el proceso sea endotérmico (Δ H > 0) será espontáneo (Δ G < 0). Tal es el caso de la reacción:

N2O4 (g) 2.NO2 (g)

que no es espontánea a 258 K y sí lo es a 358 K, porque, a esa temperatura, el término de desorden T.δ S predomina sobre el de energía Δ H, con lo que Δ G resulta negativo. Este ejemplo muestra la importancia que tiene el factor temperatura a la hora de establecer si una reacción química es o no espontánea.

Toda reacción exotérmica (Δ H < 0) en la que tenga lugar un aumento de entropía (Δ S > 0) es espontánea (Δ G < 0). La reacción de descomposición del agua oxigenada constituye un ejemplo:

2.H2 O2 (g; 1 atmósfera) 298 K 2.H2 O (g; 1 atmósfera) + O2 (g; 1 atmósfera) + 211 kJ

En este proceso aumenta el número de partículas (a igualdad de estado gaseoso de reactivos y productos) por lo que aumenta el desorden; pero además, desprende calor (Δ H < 0). Ambas circunstancias contribuyen a que la energía libre disminuya y así, el proceso tiene lugar espontáneamente.

Además de las consideradas anteriormente,existen otras posibilidades para ese balance definido por la ecuación (23.1). La tabla adjunta las resume esquemáticamente.

APLICACION: EVOLUCION DE UNA REACCION QUIMICALa reacción de síntesis del amoníaco:

3.H2 (g) + N2 (g) 2.NH3 (g)

viene acompañada, en las condiciones de 298 K de temperatura y una atmósfera de presión, por los siguientes cambios en las variables termodinámicas H y S:

Δ H = -22,1 kcal

Δ S =-47,4.10-³ kcal/k

Discútase en qué condiciones la reacción se efectuará espontáneamente.

Dado que Δ H es negativa hay una pérdida de contenido energético por parte del sistema, o lo que es lo mismo, la reacción es exotérmica. Por su parte la entropía disminuye como corresponde a una disminución en el número de moléculas que pasa de ser cuatro para los reactivos a dos para el producto.

Para averiguar si a la temperatura considerada la reacción evoluciona espontáneamente será preciso determinar Δ G y particularmente su signo:

Δ G = Δ H - T.Δ S = -22,1 - [298 - (-47,4) .10-³] = 8,0 kcal

La Δ G resulta negativa, por tanto la reacción es espontánea. Un aumento de temperatura no favorece la reacción; en efecto, al aumentar la temperatura el segundo término se hace más positivo y por tanto Δ G resulta menos negativo.

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LA LEY DE HESSCalor de formación y calor de reacciónEl calor de formación Δ Hf de una sustancia química representa la energía liberada o consumida durante la formación de dicha sustancia, en condiciones normales, a partir de los elementos que la constituyen. Si en tales condiciones se consideran nulos los contenidos energéticos H de los elementos, el calor de formación Δ Hf de un compuesto coincide con su contenido energético o entalpía. Si se compara la definición de calor de formación con la de calor de reacción se observa que el calor de formación es un tipo particular de calor de reacción (el correspondiente a reacciones de formación o de síntesis de un compuesto).

La determinación de calores de reacción puede efectuarse de un modo experimental si la reacción correspondiente se lleva a cabo de forma aislada y controlada en el interior de un calorímetro. Sin embargo, en ocasiones, esto no es posible porque tienen lugar varias reacciones simultáneamente,y no una sola. En tales casos es posible determinarlos de una forma indirecta, recurriendo a una propiedad de la entalpía; el hecho de que H sea una función de estado , esto es, que dependa exclusivamente de los estados inicial y final del sistema, permite calcular calores de reacción a partir del conocimiento de procesos intermedios.

Ley de HessEl calor de formación Δ H1 del monóxido de carbono, CO:

C (grafito, s) + ½.O2 (g) CO (g) ΔH1

no puede determinarse directamente porque en las condiciones en que se produce, parte del CO se transforma en CO2 . Sin embargo, sí que es posible medir directamente, con la ayuda del calorímetro, los calores de reacción de los siguientes procesos:

CO (g) + ½.O2 (g) CO2 (g)

ΔH2 = 282,6 kJ/mol

C (grafito, s) + O2 (g) CO2 (g)ΔH3 = -392,9 kJ/mol

El conjunto de estas tres reacciones puede escribirse en la forma:

Dado que el efecto térmico de una reacción no depende del camino, sino sólo de los estados inicial y final, se podrá escribir:

Δ H3 = Δ H1 + Δ H2

y por tanto:

Δ H1 = Δ H3 - Δ H2 = -392,9 + 282,6 = 110,3 kJ/mol

Dicho de otro modo cuando una reacción, C + ½.O2 CO, escribirse como la suma algebraica (suma con signos) de otras reacciones:

C + O2 CO2 (ΔH2 )

CO2 C + ½.O2 (-ΔH3 )

C + ½.O2 CO (ΔH1 )

su calor de reacción es la suma algebraica de los calores de tales reacciones

(Δ H1 = Δ H2 - Δ H3 ). O en otros términos: el calor de la reacción de un determinado proceso químico es siempre el mismo, cualquiera que sea el camino seguido por la reacción, o sus etapas intermedias.

El contenido de este enunciado recibe el nombre de Ley de Hess . De acuerdo con esa misma ley, los calores de reacción pueden calcularse a partir de los calores de formación de reactivos y productos.

El siguiente diagrama representa los procesos de formación y reacción de reactivos y productos, y sus relaciones en términos energéticos:

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Aplicando la ley de Hess a los dos diferentes caminos que conectan reactivos y productos e igualando ambos términos resulta:

Δ H = -Δ Hf (reactivos) + 0 + Δ Hf (productos)

es decir:

Δ H = Δ Hf (productos) - Δ Hf (reactivos)

Por tanto, el calor de reacción de un proceso químico resulta ser igual a la diferencia entre los calores de formación de los productos y los calores de formación de los reactivos:

Δ H =(suma calores de formación de productos) - (suma calores de formación de reactivos)

CALOR DE REACCION Y ENERGIA DE ENLACELa energía de enlace es la cantidad de energía que se libera en la formación de un enlace entre átomos cuando reaccionan en estado gaseoso. Constituye una medida de la fuerza del enlace covalente; así, por ejemplo, a un enlace sencillo carbono-carbono le corresponde una energía de enlace de -83,1 kcal/mol; a uno doble -147 kcal/mol y a uno triple -194 kcal/mol. Desde el punto de vista de la termoquímica,se puede interpretar como la variación de entalpía H correspondiente a una reacción del tipo:

A (g) + B (g) A - B (g)

efectuada en condiciones de 1 atmósfera de presión y 298 K de temperatura, siendo A y B los átomos considerados. La energía de enlace Δ H(A - B) es siempre negativa, pues en la unión disminuye el contenido energético del sistema, haciéndose más estable.

La aplicación de la ley de Hess permite determinar el calor de reacción a partir de las energías de enlace y viceversa. Como ejemplo de la primera posibilidad puede considerarse el cálculo del calor de reacción del proceso:

H-C ≡ C-H

+ H2 H3 C-CH3

acetileno hidrógeno etano

en el cual se rompen dos enlaces H — H y un enlace C ≡ C y aparecen un enlace

C —C y cuatro enlaces H —C nuevos. El balance global de estas operaciones parciales en términos de variación del contenido energético será:

Δ Hf = Δ H(C — C) + 4Δ H(C— H) - [Δ H(C ≡ C) + 2Δ H(H— H)]

A partir de las energías de enlace correspondientes, supuestas conocidas, se calcula entonces el calor de reacción.

Como ejemplo de la segunda posibilidad, se presenta el cálculo de la energía de enlace H —Cl a partir del calor de formación Δ Hf del HCI y de las energías de los enlaces H —H y Cl — Cl (supuestas conocidas).

La formación del HCI puede efectuarse por los siguientes caminos:

De acuerdo con la ley de Hess:

Δ H1 = Δ H2 + Δ H3

en donde,

Δ H1 = 2.Δ H.(H — Cl)

Δ H2 = Δ H.(H — H) + Δ H.(Cl — CI)

Δ H3 = 2. δ Hf

por tanto:

ΔH (H-Cl) = ½[ΔH (H-H) + ΔH (Cl-Cl) + 2.Δ.Hf ]

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ContenidoApunte de Compuestos Químicos: Masa y volumen en las reacciones. Conservación de la masa. Masa y energía. Balance de materia en las

reacciones químicas. Ajuste de ecuaciones químicas.LA MATERIA EN LAS REACCIONES QUIMICAS

Las reacciones químicas son procesos de cambio de unas sustancias en otras. De acuerdo con la teoría atómica de la materia se explican como el resultado de un reagrupamiento de átomos para dar nuevas moléculas. Las sustancias que participan en una reacción química y las proporciones en que lo hacen, quedan expresadas en la ecuación química correspondiente, que sirve de base para la realización de diferentes tipos de cálculos químicos.

La naturaleza es dinámica. Tanto la materia viva como la inerte sufren continuamente procesos de transformación, de los cuales los más importantes son los que afectan a su constitución. La formación de las rocas, la erosión química de las aguas, el nacimiento de una planta o la respiración de un mamífero son procesos observables que suponen cambios de unas sustancias en otras. Todos ellos, más allá de sus diferencias, tienen algo en común: implican transformaciones a escala molecular, que son las responsables de los cambios materiales observables a simple vista.

LAS REACCIONES QUIMICASConceptos fundamentalesUna molécula de una determinada sustancia pura constituye el representante elemental de dicha sustancia, es decir, la cantidad más pequeña de ella que posee todas sus propiedades químicas. Cuando una sustancia dada, bajo ciertas condiciones, se transforma en otra u otras con diferentes propiedades, se ha de pensar que algo ha ocurrido a nivel molecular.

De forma espontánea unas veces y provocada otras, los átomos, que en número y proporciones fijas forman unas moléculas determinadas, pueden desligarse unos de otros por rotura de sus enlaces y reunirse nuevamente de diferente manera, dando lugar, por tanto, a nuevas moléculas. El efecto conjunto de estas transformaciones moleculares se traducirá en un cambio observable de sustancia o cambio químico. Dicho proceso de transformación recibe el nombre de reacción química. Con frecuencia, sustancias formadas por iones participan en las reacciones químicas. En tales casos, las moléculas de la descripción anterior deben ser consideradas realmente como agregados iónicos.

En las reacciones químicas la sustancia o sustancias iniciales se denominan reactivos y las finalesproductos;el proceso de transformación se representa mediante las llamadas ecuaciones químicas en la forma:

reactivos (reacción química) productos

Tanto los reactivos como los productos se escriben mediante sus fórmulas correspondientes. La flecha indica el sentido de la transformación. Si es posible conviene indicar en la ecuación química el estado físico de reactivos y productos, el cual se suele expresar mediante las siguientes abreviaturas situadas a continuación de la fórmula química:

(s)sólido, (l) líquido, (g) gas, (aq) solución acuosa

Cada uno de los símbolos químicos que aparecen en la ecuación no sólo constituye la abreviatura del nombre del elemento correspondiente, sino que además representa un átomo de dicho elemento. Análogamente sucede con la fórmula de un compuesto, la cual designa a dicho compuesto y muestra los átomos (o los iones) que componen su molécula (o su agregado iónico elemental) así como la relación numérica entre ellos.

Esta forma simbólica de escribir las reacciones químicas constituye, por tanto, la descripción de las transformaciones a nivel molecular que aquéllas implican. La representación visual de tales procesos puede efectuarse recurriendo a modelos o construcciones mediante esferas que reproducen la estructura aproximada de la molécula o del agregado iónico en cuestión. En este tipo de modelos, cada esfera, con su correspondiente color, representa un átomo o un ion y el conjunto describe la forma exterior de la molécula o del agregado iónico.

Tipos de reacciones químicasEl reagrupamiento que experimentan los átomos de los reactivos en una transformación química puede ser de diferentes tipos. He aquí algunos de ellos:

a) Reacciones de síntesis. Se caracterizan porque los productos son sustancias más complejas, desde un punto de vista químico, que los reactivos. La formación de un compuesto a partir de sus elementos correspondientes es el tipo de reacción de síntesis más sencilla. Así, el cobre, a suficiente temperatura, se combina con el azufre para formar sulfuro de cobre (I) según la reacción:

2.Cu (s) + S (s) calor Cu2S (s) sulfuro de cobre (I)

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b) Reacciones de descomposición. Al contrario que en las reacciones de síntesis, los productos son en este caso sustancias más sencillas que los reactivos. Así, cuando el carbonato de cobre se calienta fuertemente se descompone según la reacción:

CuCO3 (s) calor CuO (s) + CO2 (s)

c) Reacciones de desplazamiento. Tienen lugar cuando siendo uno de los reactivos una sustancia simple o elemento, actúa sobre un compuesto desplazando a uno de sus elementos y ocupando el lugar de éste en la correspondiente molécula. Así las reacciones de ataque de los metales por los ácidos llevan consigo la sustitución del hidrógeno del ácido por el metal correspondiente. Tal es el caso de la acción del ácido clorhídrico sobre limaduras de hierro que tiene lugar en la forma:

Fe (s) + 2.HCl (aq) FeCl2 (s) + H2 (g)

d) Reacciones de doble descomposición. Se producen entre dos compuestos y equivalen a un intercambio o sustitución mutua de elementos que da lugar a dos nuevas sustancias químicamente análogas a las primeras. Así el sodio desplaza a la plata en el nitrato de plata,pero es a su vez desplazado por aquélla en el cloruro de sodio:

NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl

MASA Y VOLUMEN EN LAS REACCIONESLa conservación de la masaToda reacción química establece una relación cualitativa entre reactivos y productos, pues expresa la naturaleza de éstos en función de la de aquéllos. Pero, además,fija las proporciones o cantidades medibles en las que unos y otros intervienen. El fundamento de esta relación cuantitativa entre las diferentes sustancias que participan en una reacción dada fue establecido en la última mitad del siglo XVIII por el químico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794). La aplicación de la balanza y de la medida de masas al estudio de multitud de reacciones químicas le permitió descubrir que en cualquier proceso químico la suma de las masas de las sustancias que intervienen (reactivos) es idéntica a la de las sustancias que se originan como consecuencia de la reacción (productos). Es decir, en toda reacción química la masa no se crea ni se destruye, sólo cambia de unas sustancias a otras.

La teoría atómica dio una sencilla interpretación a esta ley de conservación. Si los átomos no son alterados esencialmente en las reacciones químicas,sino únicamente las moléculas, el número de átomos de cada elemento que constituye los reactivos ha de coincidir exactamente con el correspondiente de los productos, por lo que la masa total en juego se mantendrá constante en la reacción. La ley de conservación de la masade Lavoisier constituyó una pieza fundamental en el desarrollo y consolidación de la química como ciencia.

Las proporciones en masa en las combinaciones químicasEl estudio de las cantidades en las que diferentes sustancias participan en una reacción química fue objeto de la atención de los primeros químicos. Junto con Lavoisier, Proust (1754-1826), John Dalton (1766-1844) y Richter (1824-1898) enunciaron diferentes leyes que en conjunto se conocen como leyes ponderales o relativas al peso. La utilización del concepto de peso en química sería sustituida más adelante por el de masa, de modo que las leyes ponderales hacen referencia a las proporciones en masa características de las combinaciones químicas. Dichas leyes fueron enunciadas en su mayoría, antes de que se dispusiese de un modelo atómico sobre la constitución de la materia y contribuyeron notablemente a la formulación por John Dalton de dicho modelo.

La ley de Proust o de las proporciones definidas o constantes: Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación ponderal (o de masas) fija y definida.

Esta ley indica que la composición de una combinación es siempre la misma y que, por lo tanto, el porcentaje o proporción en la que intervienen los diferentes elementos es constante y característica de la sustancia compuesta considerada. Así en el amoníaco (NH3) la proporción en masa nitrógeno/hidrógeno es de 4,67:1 cualquiera que sea la muestra que se considere.

La ley de Dalton o de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija del otro,guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos.

Para ilustrar el significado de esta ley puede considerarse el caso de los óxidos de carbono; distintas experiencias de síntesis indican que es posible conseguir dos combinaciones diferentes de carbono y oxígeno. En una de ellas las masas de oxígeno y carbono que se combinan están en una relación de 4 a 3, es decir,

O/C = 4/3; se trata del monóxido de carbono (CO). En la otra, dicha relación es de 8 a 3, O/C = 8/3; se trata en este caso del dióxido de carbono (CO2). Ambos cocientes representan la cantidad de oxígeno que se combina por unidad de masa de carbono para formar los óxidos. De acuerdo con la ley, tales cantidades guardan entre sí una relación entera sencilla: 8/3 ÷ 4/3 = 2.

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La ley de Richter o de las proporciones recíprocas: Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí.

Considerando los compuestos Cl2O y H2O las cantidades de cloro e hidrógeno que se combinan con 16,0 g de oxígeno son 72,0 y 2,0 g respectivamente. Lo que indica la ley de Richter es que cuando Cl y H se combinan para formar HCI lo hacen en la proporción de 72,0/2.

Las leyes ponderales pueden interpretarse de una forma sencilla recurriendo a las fórmulas químicas, al concepto de masa atómica y al modelo atómico de Dalton que se esconde detrás de estos conceptos. Así la ley de Proust es consecuencia de que la composición en cuanto al tipo de átomos y a su número en una fórmula dada sea siempre la misma. La ley de Dalton refleja la existencia de las diferentes valencias químicas de un elemento que se traducen en subíndices definidos en las fórmulas de sus combinaciones con otro elemento dado. La ley de Richter puede considerarse como una consecuencia de la de Proust y de las propiedades aritméticas de las proporciones.

Las proporciones en volumen en las combinaciones químicasLa importancia de la medida en el desarrollo de la química alcanzó también a los volúmenes de las sustancias gaseosas en las reacciones químicas. El químico francés Gay Lussac estudió con detalle algunas reacciones químicas entre gases tales como la síntesis del vapor de agua y del amoníaco a partir de sus elementos correspondientes. En todos los casos las proporciones de los volúmenes de las sustancias guardaban una cierta regularidad que la expresó en forma de ley.

La ley de Gay Lussac de los volúmenes de combinación: En cualquier reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en ella, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos.

Así, dos volúmenes de hidrógeno se combinan con uno de oxígeno para dar uno de vapor de agua. Un volumen de cloro se combina con otro de hidrógeno para dar dos de cloruro de hidrógeno. Un volumen de nitrógeno se combina con tres de hidrógeno para dar dos de amoníaco.

Los experimentos de Gay Lussac indicaban que el volumen de la combinación gaseosa resultante era igual o menor que la suma de los volúmenes de las sustancias gaseosas reaccionantes; por lo tanto, los volúmenes de combinación no podían, en general, sumarse. La ley de Gay Lussac enunciada en 1808 se limitaba a describir los resultados de los experimentos de un modo resumido, pero no los explicaba. La explicación a dicha ley sería efectuada tres años más tarde por el físico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856).

La ley de Avogadro: En las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes contienen igual número de moléculas.

Avogadro era conocedor del trabajo de Gay Lussac y particularmente de su descubrimiento de que el volumen de un gas aumenta con la temperatura en una proporción que es la misma para todos los gases (1.ª ley de Gay Lussac). Este resultado le sugirió que, si la composición de la molécula de la sustancia gaseosa no influía en la relación entre volumen y temperatura, dicha relación debería depender del número de moléculas existente; es decir, a igualdad de presión y temperatura el volumen de un gas debería ser proporcional al número de moléculas contenidas en él. Además, Avogadro especificó que las moléculas de los elementos gaseosos debían ser diatómicas (H2, O2, Cl2, etc.). Esta idea entraba en conflicto con la sostenida erróneamente por Dalton, pero junto con la anterior, explicaba la ley de los volúmenes de combinación. De acuerdo con ella los resultados de las experiencias de Gay Lussac representados por medio de ecuaciones químicas toman la forma:

2.H2(g) + O2(g) 2.H2O(g)

2.vol + 1.vol 2.vol

N2 + 3.H2 2.NH3

1.vol + 3.vol 2.vol

Cl2 + H2 2.HCI

1.vol + 1.vol 2.vol

y muestran por qué las proporciones en volumen corresponden a números sencillos.

Empleando algunas ecuaciones de la física puede demostrarse que un mol de cualquier gas, es decir, 6,029.1023 moléculas, medido en condiciones normales de presión y temperatura (0 °C y 1 atmósfera de presión), ocupa un volumen de 22,4 litros. Esta cantidad recibe el nombre de volumen molar y permite expresar, sólo para sustancias gaseosas,una misma cantidad de sustancia en moles, su volumen correspondiente en litros o su masa en gramos.

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MASA Y ENERGIAEn 1789 Lavoisier escribía: «Debemos considerar como un axioma incontestable que en todas las operaciones del Arte y la Naturaleza, nada se crea; la misma cantidad de materia existe antes y después del experímento... y no ocurre otra cosa que cambios y modificaciones en la combinación de estos elementos. »

El principio de la conservación de la masa en las reacciones químicas ha sido puesto en duda en diferentes ocasiones desde que fuera formulado por Lavoisier, sin embargo, hasta la llegada de la teoría de la relatividad de Albert Einstein en 1905 esa intuición vaga de algunos científicos no se vería materializada en un resultado positivo. De acuerdo con Albert Einstein «si un cuerpo cede la energía Δ E en forma de radiación,su masa disminuye en Δ E/ c ². La masa de un cuerpo es una medida de su contenido energético; si la energía cambia en Δ E,la masa del cuerpo cambia en el mismo sentido en Δ E/(3.108) ²». Su famosa ecuación:

Δ E = m.c ²

siendo c = 3.108 m/s la velocidad de la luz, indica que en todo cambio de materia, y también en los procesos químicos,la absorción o la liberación de energía debe ir acompañada de un aumento o una disminución de la masa del sistema.

Lo que sucede, sin embargo, es que debido a la enorme magnitud de la constante c ² las variaciones de energía que se producen en las reacciones químicas se corresponden con cambios de masa ínfimos que no pueden ser detectados ni por las balanzas analíticas más precisas. Se hace así buena la afirmación de Hans Landolt, uno de los químicos que pusieron a prueba la ley de Lavoisier, quien en 1909 afirmaba: «La prueba experimental de la ley de conservación de la masa puede considerarse completa. Si existe alguna desviación será menor de la milésima de gramo.» La ley de Lavoisier sigue, por tanto, siendo válida, al menos en términos prácticos, en el dominio de la química.

En las reacciones nucleares, sin embargo, las energías liberadas son mayores y la ley de conservación de la masa se funde con la de conservación de la energía en un solo principio. La ley de Lavoisier generalizada con la importante aportación de Albert Einstein, puede escribirse en la forma:

Σ(masa + energía/c ²) = constante

que indica que, en un sistema cerrado, la suma de las masas incrementada en el término equivalente de energía se mantiene constante.

APLICACION: CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS (II)Cuando se vierte ácido clorhídrico sobre limaduras de cinc, se produce la siguiente reacción con desprendimiento de hidrógeno gaseoso:

Zn (s) + HCl (aq) ZnCl2 (s) + H2 (g)

Determinar qué volumen de hidrógeno, medido en condiciones normales, se recogerá cuando son atacados 30 g de Zn. ¿Cuántas moléculas de hidrógeno estarán contenidas en dicho volumen?

Para ajustar la reacción bastará en este caso multiplicar por 2 el HCI:

Zn + 2.HCl ZnCl2 + H2

De ella se deduce que por cada mol de átomos de Zn se producirá un mol de moléculas de H2, pues la relación entre sus respectivos coeficientes es de 1:1. Pero un mol de átomos de Zn tiene una masa igual a un átomo-gramo de dicho metal,esto es, a 65,4 g. Asimismo, un mol de H2 ocupa 22,4 I en condiciones normales, luego estableciendo la siguiente relación de proporcionalidad:

65,4 g de Zn/22,4 l de H2 = 30 g de Zn/x

resulta:

x = 30.22,4/65,4 = 10,3 l de H2

Recordando ahora que un mol de cualquier sustancia contiene 6,02 · 1023 moléculas, la segunda parte del problema se resuelve recurriendo ahora a la proporcionalidad entre volumen y número de moles:

22,4 l de H2/6,02.1023 moléculas = 10,3 l de H2/x

x = 10,3.6,02.1023/22,4 = 2,76.1023 moléculas

ECUACIONES QUIMICASEl balance de materia en las reacciones químicasPartiendo de la ley de conservación de la masa y de su relación con la teoría atómica de la materia permiten enfocar el estudio de las reacciones químicas como si se tratara de un balance entre átomos de una misma especie.

Para que dicho balance cuadre, se han de introducir, con frecuencia, algunos coeficientes numéricos que permiten igualar el número de átomos de cada elemento a uno y otro lado de la flecha. Cuando esto se consigue se dice que la reacción química está ajustada, lo que significa que puede ser considerada, en sentido estricto, como una igualdad o ecuación química.

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Dado que las masas de los diferentes átomos son conocidas, las ecuaciones ajustadas se convierten, en primer término, en relaciones entre las masas de sustancias que intervienen en la reacción. Ello hace posible la realización de cálculos químicos precisos sobre la base que proporcionan las ecuaciones químicas ajustadas, sus símbolos y sus coeficientes numéricos. Así, la reacción de descomposición del óxido de cobre (II) una vez ajustada es:

2.CuO (s) calor 2.Cu (s) + O2 (g)

e indica que por cada dos moléculas de óxido de cobre (II) se forman dos átomos de cobre y una molécula de oxígeno. Tratando dicha ecuación química como si de una ecuación matemática se tratara, es posible multiplicar ambos miembros por un mismo número N sin que se altere la igualdad, es decir:

2.N.CuO (s) calor 2.N.Cu (s) + N.O2 (g)

Si N representa el número de Avogadro NAo número de partículas que componen un mol, entonces la ecuación anterior puede interpretarse en términos de moles; dos moles de CuO se descomponen en dos moles de Cu y un mol de O2. Por tanto los coeficientes de una ecuación química ajustada representan también la proporción en número de moles, de reactivos y productos que participan en la reacción.

Cuando las sustancias son gaseosas, de acuerdo con la hipótesis de Avogadro, cada mol equivale a un volumen de sustancia de 22,4 litros medidos en condiciones normales de presión y temperatura. Ello significa que, junto con cálculos de masas, es posible efectuar cálculos de volúmenes en aquellos casos en que intervengan sustancias gaseosas.

El ajuste de las ecuaciones químicasEl conocimiento de cuestiones tales como qué productos cabe esperar a partir de unos reactivos determinados, qué reactivos darán lugar a ciertos productos o incluso si una reacción dada es o no posible, son cuestiones que se aprenden con la práctica. Sin embargo, conocidos los reactivos y los productos, el ajuste de la reacción correspondiente constituye una mera consecuencia de la ley de Lavoisier de conservación de la masa. Además ésta es una operación previa a la realización de muchos de los problemas de química básica.

Uno de los procedimientos habituales empleados para ajustar una reacción química puede describirse en los siguientes términos:

1. Se escribe la reacción química en la forma habitual:

reactivos productos

2. Se cuenta el número de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación. Si son iguales para cada uno de los elementos presentes, la ecuación está ajustada.

3. Si no es así, será preciso multiplicar las fórmulas de los reactivos y productos por ciertos coeficientes tales que produzcan la igualdad numérica deseada. La búsqueda de este conjunto de coeficientes puede hacerse mediante tanteos. No obstante, este procedimiento de ensayo y error no siempre es efectivo y puede ser sustituido por otro más sistemático, que equivale a plantear un sistema de ecuaciones con dichos coeficientes como incógnitas.

Tornando como ejemplo de referencia la reacción de combustión del propano:

C3H8 + O2 CO2 + H2O

estos serían los pasos a seguir:

a) Se fijan unos coeficientes genéricos a, b,c, d:

a.C3H8 + b.O2 c.CO2 + d.H2O

b) Se impone la ley de conservación de la masa a nivel atómico, para lo cual se iguala, para cada elemento diferente, el producto de su subíndice por su coeficiente,en ambos miembros de la ecuación química:

Para el CPara el HPara el O

3a = c8a = 2d2b = 2c + d

c) Se resuelve el sistema. Si, como en el ejemplo, el número de coeficientes es superior en una unidad al de elementos, entonces se iguala cualquiera de ellos a uno. Si una vez resuelto el sistema, los coeficientes resultantes fueran fraccionarios, se convierten en enteros multiplicando todos ellos por su mínimo común denominador:

a = 1 b = 5 c = 3 d = 4

d) Se sustituyen los valores en la ecuación de partida y se comprueba que el ajuste es correcto mediante el correspondiente recuento de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación química:

C3H8 + 5.O2 3.CO2 + 4.H2O

Contenido

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Apunte de Compuestos Químicos: Listado de los 60 compuestos inorgánicos básicos mas comunes.

Listado de los 60 compuestos inorgánicos básicos mas comunes

Fórmula Clase Nomenclatura

Ag2O Oxido básico De plata

Al2O3 Oxido básico De aluminio

Au2O Oxido básico Auroso

Au2O3 Oxido básico Aúrico

BaO Oxido básico De bario

BeO Oxido básico De berilio

Bi2O3 Oxido básico Bismutoso

Bi2O5 Oxido básico Bismútico

CaO Oxido básico De calcio

Cr2O3 Oxido básico Crómico

CrO Oxido básico Cromoso

Cu2O Oxido básico Cuproso

CuO Oxido básico Cúprico

Fe2O3 Oxido básico Férrico

FeO Oxido básico Ferroso

Hg2O Oxido básico Mercurioso

HgO Oxido básico Mercúrico

K2O Oxido básico De potasio

Li2O Oxido básico De litio

MaO Oxido básico De magnesio

Mn2O3 Oxido básico Mangánico

MnO Oxido básico Manganoso

Na2O Oxido básico De sodio

Ni2O3 Oxido básico Niquélico

NiO Oxido básico Niqueloso

PbO Oxido básico Plumboso

PbO2 Oxido básico Plúmbico

SnO Oxido básico Stanoso

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SnO2 Oxido básico Stánico

ZnO Oxido básico De cinc

Ag(OH) Hidróxido De plata

Al(OH)3 Hidróxido De aluminio

Au(OH) Hidróxido Auroso

Au(OH)3 Hidróxido Aúrico

Ba(OH)2 Hidróxido De bario

Be(OH)2 Hidróxido De berilio

Bi(OH)3 Hidróxido Bismutoso

Bi(OH)5 Hidróxido Bismútico

Ca(OH)2 Hidróxido De calcio

Cr(OH)2 Hidróxido Cromoso

Cr(OH)3 Hidróxido Crómico

Cu(OH) Hidróxido Cuproso

Cu(OH)2 Hidróxido Cúprico

Fe(OH)2 Hidróxido Ferroso

Fe(OH)3 Hidróxido Férrico

Hg(OH) Hidróxido Mercurioso

Hg(OH)2 Hidróxido Mercúrico

K(OH) Hidróxido De potasio

Li(OH) Hidróxido De litio

Ma(OH)2 Hidróxido De magnesio

Mn(OH)2 Hidróxido Manganoso

Mn(OH)3 Hidróxido Mangánico

Na(OH) Hidróxido De sodio

Ni(OH)2 Hidróxido Niqueloso

Ni(OH)3 Hidróxido Niquélico

Pb(OH)2 Hidróxido Plumboso

Pb(OH)4 Hidróxido Plúmbico

Sn(OH)2 Hidróxido Stanoso

Sn(OH)4 Hidróxido Stánico

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Zn(OH)2 Hidróxido De cinc

ContenidoApunte de Compuestos Químicos: Listado de los 120 sales inorgánicas mas

comunes.

Listado de los 120 sales inorgánicas mas comunes.


Na3BO3 Sal Borato de sodio

KBrO3 Sal Bromato de potasio

Fe(BrO3)2 Sal Bromato ferroso

Ba(BrO2)2 Sal Bromito de bario

LiBrO2 Sal Bromito de litio

MaBr2 Sal Bromuro de magnesio

NaBr Sal Bromuro de sodio

BaCO3 Sal Carbonato de bario

BeCO3 Sal Carbonato de berilio

CaCO3 Sal Carbonato de calcio

Li2CO3 Sal Carbonato de litio

MaCO3 Sal Carbonato de magnesio

K2CO3 Sal Carbonato de potasio

Na2CO3 Sal Carbonato de sodio

Fe2(CO3)3 Sal Carbonato férrico

FeCO3 Sal Carbonato ferroso

KHCO3 Sal Carbonato ácido de potasio

NaHCO3 Sal Carbonato ácido de sodio

KClO3 Sal Clorato de potasio

NaClO3 Sal Clorato de sodio

LiClO2 Sal Clorito de litio

NaClO2 Sal Clorito de sodio

CuCl2 Sal Cloruro cúprico

CuCl Sal Cloruro cuproso

BaCl2 Sal Cloruro de bario

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CaCl2 Sal Cloruro de calcio

ZnCl2 Sal Cloruro de cinc

LiCl Sal Cloruro de litio

MaCl2 Sal Cloruro de magnesio

AgCl Sal Cloruro de plata

KCl Sal Cloruro de potasio

NaCl Sal Cloruro de sodio

FeCl3 Sal Cloruro férrico

FeCl2 Sal Cloruro ferroso

MnCl2 Sal Cloruro manganoso

HgCl2 Sal Cloruro mercúrico

HgCl Sal Cloruro mercurioso

K2CrO4 Sal Cromato de potasio

K2Cr2O7 Sal Dicromato de potasio

KF Sal Fluoruro de potasio

NaF Sal Fluoruro de sodio

Ca(BrO)2 Sal Hipobromito de calcio

KBrO Sal Hipobromito de potasio

KClO Sal Hipoclorito de potasio

NaClO Sal Hipoclorito de sodio

Cu(IO)2 Sal Hipoyodito cúprico

Al(IO)3 Sal Hipoyodito de aluminio

NaPO3 Sal Metafosfato de sodio

NaPO2 Sal Metafosfito de sodio

Cu(NO3)2 Sal Nitrato cúprico

CuNO3 Sal Nitrato cuproso

Al(NO3)3 Sal Nitrato de aluminio

Ba(NO3)2 Sal Nitrato de bario

Ca(NO3)2 Sal Nitrato de calcio

Zn(NO3)2 Sal Nitrato de cinc

LiNO3 Sal Nitrato de litio

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Ma(NO3)2 Sal Nitrato de magnesio

AgNO3 Sal Nitrato de plata

KNO3 Sal Nitrato de potasio

NaNO3 Sal Nitrato de sodio

Fe(NO3)3 Sal Nitrato férrico

Fe(NO3)2 Sal Nitrato ferroso

Hg(NO3)2 Sal Nitrato mercúrico

HgNO3 Sal Nitrato mercurioso

Ca(NO2)2 Sal Nitrito de calcio

LiNO2 Sal Nitrito de litio

KNO2 Sal Nitrito de potasio

NaNO2 Sal Nitrito de sodio

Fe(NO2)3 Sal Nitrito férrico

Ca3(PO4)2 Sal Ortofosfato de calcio

Na3PO4 Sal Ortofosfato de sodio

FePO4 Sal Ortofosfato férrico

Na2HPO4 Sal Ortofosfato ácido de sodio

NaH2PO4 Sal Ortofosfato biácido de sodio

Ca3(PO3)2 Sal Ortofosfito de calcio

Na3PO3 Sal Ortofosfito de sodio

Na2HPO3 Sal Ortofosfito ácido de sodio

NaH2PO3 Sal Ortofosfito biácido de sodio

Hg(BrO4)2 Sal Perbromato mercúrico

HgBrO4 Sal Perbromato mercurioso

Ca(ClO4)2 Sal Perclorato de calcio

NaClO4 Sal Perclorato de sodio

KMnO4 Sal Permanganato de potasio

Ca(IO4)2 Sal Peryodato de calcio

LiIO4 Sal Peryodato de litio

Na4P2O7 Sal Pirofosfato de sodio

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Na4P2O5 Sal Pirofosfito de sodio

CuSO4 Sal Sulfato cúprico

Cu2SO4 Sal Sulfato cuproso

Al2(SO4)3 Sal Sulfato de aluminio

BaSO4 Sal Sulfato de bario

BeSO4 Sal Sulfato de berilio

CaSO4 Sal Sulfato de calcio

ZnSO4 Sal Sulfato de cinc

Li2SO4 Sal Sulfato de litio

MaSO4 Sal Sulfato de magnesio

K2SO4 Sal Sulfato de potasio

Na2SO4 Sal Sulfato de sodio

Fe2(SO4)3 Sal Sulfato férrico

FeSO4 Sal Sulfato ferroso

Pb(SO4)2 Sal Sulfato plúmbico

PbSO4 Sal Sulfato plumboso

Sn(SO4)2 Sal Sulfato stánico

SnSO4 Sal Sulfato stanoso

NaHSO4 Sal Sulfato ácido de sodio

Na2SO3 Sal Sulfito de sodio

NaHSO3 Sal Sulfito ácido de sodio

ZnS Sal Sulfuro de cinc

K2S Sal Sulfuro de potasio

Na2S Sal Sulfuro de sodio

Fe2S3 Sal Sulfuro férrico

FeS Sal Sulfuro ferroso

NaHS Sal Sulfuro ácido de sodio

KIO3 Sal Yodato de potasio

Fe(IO3)3 Sal Yodato férrico

Ma(IO2)2 Sal Yodito de magnesio

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NaIO2 Sal Yodito de sodio

CuI Sal Yoduro cuproso

KI Sal Yoduro de potasio

Apunte de Compuestos Químicos: Listado de los 64 compuestos inorgánicos ácidos mas comunes.

Listado de los 64 compuestos inorgánicos ácidos mas comunes


H2O2 Peróxido de hidrógeno

B2O3 Oxido ácido o anhídrido Bórico

Br2O Oxido ácido o anhídrido Hipobromoso

Br2O3 Oxido ácido o anhídrido Bromoso

Br2O5 Oxido ácido o anhídrido Brómico

Br2O7 Oxido ácido o anhídrido Perbrómico

Cl2O Oxido ácido o anhídrido Hipocloroso

Cl2O3 Oxido ácido o anhídrido Cloroso

Cl2O5 Oxido ácido o anhídrido Clórico

Cl2O7 Oxido ácido o anhídrido Perclórico

CO Oxido ácido o anhídrido Monóxido de carbono

CO2 Oxido ácido o anhídrido Dióxido de carbono

CrO2 Oxido ácido o anhídrido Cromoso

CrO3 Oxido ácido o anhídrido Crómico

I2O Oxido ácido o anhídrido Hipoyodoso

I2O3 Oxido ácido o anhídrido Yodoso

I2O5 Oxido ácido o anhídrido Yódico

I2O7 Oxido ácido o anhídrido Periódico

Mn2O7 Oxido ácido o anhídrido Permangánico

MnO2 Oxido ácido o anhídrido Manganoso

MnO3 Oxido ácido o anhídrido Mangánico

N2O3 Oxido ácido o anhídrido Nitroso

N2O5 Oxido ácido o anhídrido Nítrico

P2O3 Oxido ácido o anhídrido Fosforoso

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P2O5 Oxido ácido o anhídrido Fosfórico

SO Oxido ácido o anhídrido Monóxido de azufre

SO2 Oxido ácido o anhídrido Dióxido de azufre

SO3 Oxido ácido o anhídrido Trióxido de azufre

H2CO3 Acido u oxoácido Carbónico

H2CrO3 Acido u oxoácido Cromoso

H2CrO4 Acido u oxoácido Crómico

H2MnO3 Acido u oxoácido Manganoso

H2MnO4 Acido u oxoácido Mangánico

H2S Acido u hidrácido Sulfhídrico

H2SO3 Acido u oxoácido Sulfuroso

H2SO4 Acido u oxoácido Sulfúrico

H3BO3 Acido u oxoácido Bórico

H3PO3 Acido u oxoácido Ortofosforoso

H3PO4 Acido u oxoácido Ortofosfórico o Fosfórico

H4P2O5 Acido u oxoácido Pirofosforoso

H4P2O7 Acido u oxoácido Pirofosofórico

HBr Acido u hidrácido Bromhídrico

HBrO Acido u oxoácido Hipobromoso

HBrO2 Acido u oxoácido Bromoso

HBrO3 Acido u oxoácido Brómico

HBrO4 Acido u oxoácido Perbrómico

HCl Acido u hidrácido Clorhídrico

HClO Acido u oxoácido Hipocloroso

HClO2 Acido u oxoácido Cloroso

HClO3 Acido u oxoácido Clórico

HClO4 Acido u oxoácido Perclórico

HF Acido u hidrácido Fluorhídrico

HI Acido u hidrácido Yodhídrico

HIO Acido u oxoácido Hipoyodoso

HIO2 Acido u oxoácido Yodoso

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HIO3 Acido u oxoácido Yódico

HIO4 Acido u oxoácido Periódico

HMnO4 Acido u oxoácido Permangánico

HNO2 Acido u oxoácido Nitroso

HNO3 Acido u oxoácido Nítrico

HPO2 Acido u oxoácido Metafosforoso

HPO3 Acido u oxoácido Metafosfórico

ContenidoApunte de Soluciones: Combinación mezcla y disolución. Conceptos

fundamentales. La composición de las disoluciones. La concentración de una disolución. Formas de expresar la concentración. Cálculo de concentraciones.

LAS DISOLUCIONESLas disoluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una disolución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las disoluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química.

El estudio de los diferentes estados de agregación de la materia se suele referir, para simplificar, a una situación de laboratorio, admitiéndose que las sustancias consideradas son puras, es decir, están formadas por un mismo tipo de componentes elementales, ya sean átomos,moléculas, o pares de iones. Los cambios de estado, cuando se producen, sólo afectan a su ordenación o agregación.

Sin embargo, en la naturaleza, la materia se presenta, con mayor frecuencia, en forma de mezcla de sustancias puras. Las disoluciones constituyen un tipo particular de mezclas. El aire de la atmósfera o el agua del mar son ejemplos de disoluciones. El hecho de que la mayor parte de los procesos químicos tengan lugar en disolución hace del estudio de las disoluciones un apartado importante de la química-física.

Combinación mezcla y disoluciónConceptos fundamentalesLa separación de un sistema material en los componentes que lo forman puede llevarse a cabo por métodos físicos o por métodos químicos. Los primeros incluyen una serie de operaciones tales como filtración, destilación o centrifugación, en las cuales no se produce ninguna alteración en la naturaleza de las sustancias, de modo que un simple reagrupamiento de los componentes obtenidos tras la separación dará lugar, nuevamente, al sistema primitivo. Los segundos, sin embargo, llevan consigo cambios químicos; la materia base sufre transformaciones que afectan a su naturaleza, por lo que una vez que se establece la separación,la simple reunión de los componentes no reproduce la sustancia original.

Las nociones científicas de combinación,mezcla y disolución tienen en común el hecho de que, en todos los casos, intervienen dos o más componentes, a pesar de lo cual presentan diferencias notables. Unacombinación química es una sustancia compuesta formada por dos o más elementos cuyos átomos se unen entre sí mediante fuerzas de enlace. Sus entidades elementales, ya sean moléculas, ya sean pares iónicos, son iguales entre sí, y sólo mediante procedimientos químicos que rompan tales uniones es posible separar los elementos componentes de una combinación.

Las mezclas son sistemas materiales que pueden fraccionarse o separarse en sus distintos componentes por métodos fisicos. Cuando los buscadores de oro lavan sobre el cedazo las arenas auríferas, procuran, mediante un procedimiento físico,separar el barro y los granos de arena de las pepitas del precioso metal. En las salinas, por efecto de la intensa evaporación, el agua del mar se separa en dos componentes: agua propiamente dicha, que en forma de vapor se incorpora al aire, y un conjunto de sales minerales que se acumulan en el fondo hasta que se completa la desecación.

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En cierto tipo de mezclas la materia se distribuye uniformemente por todo el volumen constituyendo un sistema homogéneo. Cuando una sustancia sólida se mezcla con un líquido de tal forma que no puede distinguirse de él, se dice que la sustancia ha sido disuelta por el líquido. A la mezcla homogénea así formada se la denomina disolución. En este caso la sustancia sólida recibe el nombre de soluto y el líquido se denomina disolvente.La noción de disolución puede generalizarse e incluir la de gases en gases, gases en líquidos, líquidos en líquidos o sólidos en sólidos. En general, el soluto es la sustancia que se encuentra en menor proporción en la disolución y el disolvente la que se encuentra en mayor proporción. Cuando dos sustancias líquidas pueden dar lugar a mezclas homogéneas o disoluciones, se dice que son miscibles.

Una parte homogénea de un sistema se denomina fase.La colonia constituye una disolución en agua y alcohol de ciertas esencias, sin embargo, no es posible determinar dónde está la parte de alcohol, dónde la de agua y dónde la de esencia. Por tal motivo las disoluciones, al igual que las sustancias puras en un estado de agregación determinado, se consideran formadas por una única fase.

La composición de las disolucionesLa concentración de una disoluciónLas propiedades de una disolución dependen de la naturaleza de sus componentes y también de la proporción en la que éstos participan en la formación de la disolución. La curva de calentamiento de una disolución de sal común en agua, cambiará aunque sólo se modifique en el experimento la cantidad de soluto añadido por litro de disolución. La velocidad de una reacción química que tenga lugar entre sustancias en disolución, depende de las cantidades relativas de sus componentes, es decir, de sus concentraciones. La concentración de una disolución es la cantidad de soluto disuelta en una cantidad unidad de disolvente o de disolución.

Formas de expresar la concentraciónExisten diferentes formas dé expresar la concentración de una disolución. Las que se emplean con mayor frecuencia suponen el comparar la cantidad de soluto con la cantidad total de disolución, ya sea en términos de masas, ya sea en términos de masa a volumen o incluso de volumen a volumen, si todos los componentes son líquidos. En este grupo se incluyen las siguientes:

Molaridad.Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las disoluciones en química. Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de disolución; se representa por la letra M. Una disolución 1 M contendrá un mol de soluto por litro, una 0,5 M contendrá medio mol de soluto por litro, etc. El cálculo de la molaridad se efectúa determinando primero el número de moles y dividiendo por el volumen total en litros:

molaridad = (n° g de soluto/n° g de su mol)/(volumen de la disolución en 1)

La preparación de disoluciones con una concentración definida de antemano puede hacerse con la ayuda de recipientes que posean una capacidad conocida. Así,empleando un matraz aforado de 0,250 litros, la preparación de una disolución 1 M supondrá pesar 0,25 moles de soluto, echar en el matraz la muestra pesada, añadir parte del disolvente y agitar para conseguir disolver completamente el soluto; a continuación se añadirá el disolvente necesario hasta enrasar el nivel de la disolución con la señal del matraz.

Gramos por litro. Indica la masa en gramos disuelta en cada litro de disolución. Tiene la ventaja de ser una concentración expresada en unidades directamente medibles para el tipo de disoluciones más frecuentes en química (las de sólidos en líquidos). La balanza expresa la medida de la masa de soluto en gramos y los recipientes de uso habitual en química indican el volumen de líquido contenido en litros o en sus submúltiplos. Su cálculo es, pues, inmediato:

g/l = n° de gramos de soluto/volumen de la disolución en litros

Tanto por ciento en peso. Expresa la masa en gramos de soluto disuelta por cada cien gramos de disolución. Su cálculo requiere considerar separadamente la masa del soluto y la del disolvente:

% (peso) = masa de soluto.100/masa de disolución

siendo la masa de la disolución la suma de la del soluto y la del disolvente.

Para el estudio de ciertos fenómenos físico-químicos resulta de interés expresar la concentración en términos de proporción de cantidad de soluto a cantidad de disolvente. Se emplea entonces la molalidad:

Molalidad.Indica el número de moles de soluto disuelto en cada kilogramo de disolvente:

molalidad = (n° gramo de soluto/n° gramo de su mol)/(n° gramo de disolvente/1000)

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Como en el caso de la molaridad, la concentración molal de una disolución puede expresarse en la forma 2 m (dos molal) o 0,1 m (0,1 molal), por ejemplo.

Aplicación: cálculo de concentracionesSe mezclan 5,00 g de cloruro de hidrógeno (HCI) con 35,00 g de agua, formándose una disolución cuya densidad a 20 °C es de 1,060 g/cm ³. Calcúlese: a) El tanto por ciento en peso. b) La concentración en gramos por litro. c) La molaridad y d) La molalidad.

a) Tanto por ciento.

Se trata de calcular el número de gramos de soluto por cada cien gramos de disolución, es decir:

g de HCl.100/g de disolución = g de HCl.100/(g de HCl + g de H2O) = 5,00.100/(5,00 + 35,00) = 12,5 % de HCl

b) Gramos/litro.

Puesto que los datos están referidos a masas y no a volúmenes, es necesario recurrir al valor de la densidad y proceder del siguiente modo:

1. Se calcula la masa de un litro de disolución:

masa =volumen.densidad = 1000 cm ³.1,060 g/cm ³ = 1 060 g

2. A partir del valor del tanto por ciento en peso se determina la masa en gramos del soluto contenida en la disolución:

masa de HCl = 12,5.1060 g/100 = 132,5 g

La cantidad resultante representa la concentración en gramos de soluto (HCI) por litro de disolución.

c) Molaridad.

Dado que:

molaridad = (n° de gramos de soluto/n° de gramos de su mol)/volumen de la disolución en litros =

= (n° de gramos de soluto/litros de disolución)/n° de gramos de su mol =

Sustituyendo resulta:

molaridad = (132,5 g HCl/litro disolución)/(36,47 g HCl/mol de HCl) = 3,63 M

donde 36,47 es la masa molecular del HCI y, por tanto, la masa de su mol expresada en gramos.

De lo anterior se deduce que, cuando los datos del volumen de la disolución no son explícitos, el cálculo de la molaridad implica las etapas a y b como pasos intermedios.

d) Molalidad.

De acuerdo con su definición:

molalidad = (n° de gramos de soluto/n° de gramos de su mol)/(n° de gramos de disolvente/1000) =

sustituyendo se tiene:

molalidad = (5,00/36,47)/(35,00/1000) = 3,92 m

ContenidoApunte de Soluciones: Aumento ebulloscópico. Descenso crioscópico.

Propiedades ColigativasSe denomina así a las propiedades que dependen del número de moles disueltos en un determinado disolvente.

Aumento ebulloscópico: aumento del punto de ebullición de una solución con respecto al del solvente puro.

Descenso crioscópico: disminución del punto de solidificación de una solución con respecto al del solvente puro.

Si el agua contiene un soluto como la sal (para el caso salmuera), las moléculas del mismo se interponen entre las del líquido, dificultando la ebullición y produciendo un aumento ebulloscópico. Si quisiéramos congelar la salmuera deberíamos bajar de 0 °C para lograrlo.

Entonces:

- La salmuera ebulle a mas de 100 °C.

- La salmuera se solidifica a menos de 0 °C.

Otro ejemplo es el "líquido refrigerante" para los motores, el mas común es una solución de glicerol y agua.

Aprovechando el aumento ebulloscópico y el descenso crioscópico se pueden calcular pesos moleculares.

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ContenidoApunte de Cinética Química: Velocidad de reacción. Factores que modifican la velocidad de las reacciones. Temperatura. Superficie de contacto. Agitación.

Luz. Concentración. Catalizadores.

CINETICA QUIMICAEste campo estudia la velocidad de reacción de los procesos químicos en función de la concentración de las especies que reaccionan, de los productos de reacción, de los catalizadores e inhibidores, de los diferentes medios disolventes, de la temperatura, y de todas las demás variables que pueden afectar a la velocidad de una reacción.

Cuando algunas sustancias reaccionan lo hacen en forma lenta, por ejemplo el hierro en presencia de aire; otras reaccionan rápidamente,como por ejemplo el sodio también en presencia de aire; y hay sustancias como el papel en presencia de aire que no reaccionarían jamas sin el auxilio del fuego, pero una vez comenzada la reacción ésta se desarrolla rápidamente.

Entonces, tanto para que una reacción ocurra, como para modificar su velocidad, se deberán tener en cuenta varios factores.

Velocidad de reacciónLa cinética química busca la relación entre la forma precisa en que varía la velocidad de reacción con el tiempo, y la naturaleza de las colisiones intermoleculares (que controlan la velocidad) implicadas en la generación de los productos de reacción.

La velocidad de reacción se expresa de la siguiente forma:

Velocidad =

moles o gramos de sustancias que reaccionan por litro

(1)

tiempo en segundos

Velocidad =

moles o gramos de sustancias obtenidas por litro

(2)

tiempo en segundos

Por ejemplo:

HCl + NaOH NaCl + H2O

Para esta ecuación la expresión de velocidad es:

1) Moles o gramos de HCl o de NaOH por litro y por segundo.

2) Moles o gramos de NaCl o de H2O por litro y por segundo.

Los moles o gramos de sustancia por litro de solución es la concentración, expresada como molaridad o simplemente en g/l. Por lo tanto, la velocidad de reacción se puede expresar como:

V = C/t (3)

Naturaleza de los reactantesLa naturaleza de los reactantes involucrados en una reacción determina el tipo de reacción que se efectúa. Las reacciones en las cuales se redistribuyen enlaces o se transfieren electrones pueden ser más lentas que las que no involucran estos cambios. Las reacciones iónicas se efectúan inmediatamente, esto se debe a las frecuentes colisiones entre iones con cargas opuestas.

En una reacción iónica no hay transferencia de electrones. Las reacciones entre moléculas neutras pueden ser más lentas que las iónicas a causa de la transferencia electrónica y redistribución de enlaces. La mayor parte de las colisiones moleculares son elásticas, por lo tanto,las moléculas simplemente rebotan y se apartan sin cambios. Sin embargo, algunas colisiones tienen la suficiente energía para ocasionar cambios en las nubes electrónicas de las moléculas que chocan. Cuando ocurre el cambio, las moléculas que chocan pueden formar el complejo activado. La energía requerida para formar este se conoce como energía de activación. Si esta es pequeña pocas de las colisiones tienen la suficiente energía para formar el complejo activado. Por lo tanto, la reacción puede ser tan lenta que no es detectable.

Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno pueden mantenerse durante años en el mismo recipiente sin reaccionar. Aunque hay colisiones entre las moléculas, no se alcanza la energía de activación. Sin embargo, si la mezcla se calienta a 800 °C, o se introduce una llama o una chispa en el recipiente, el hidrógeno y el oxígeno reaccionan violentamente. El calor, la llama o la chispa suministran la energía de activación.

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Factores que modifican la velocidad de las reaccionesPara que dos sustancia reaccionen, sus moléculas, átomos o iones deben chocar. Estos choques producen un nuevo ordenamiento electrónico y, por consiguiente un nuevo ordenamiento entre sus enlaces químicos, originando nuevas sustancias.

1. TemperaturaSegún la Teoría Cinética, la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas o iones y por consiguiente el movimiento de estos, con lo cual, aumenta la posibilidad de choques entre las moléculas o iones de los reactivos, aumentando la posibilidad de que ocurra la reacción o acelerando una reacción en desarrollo.

Sin embargo, el incremento de la velocidad de la reacción no depende tanto del incremento del número de colisiones, cómo del número de moléculas que han alcanzado la energía de activación.

La velocidad de una reacción crece, en general, con la temperatura, y se duplica, aproximadamente, por cada 10 °C que aumenta la temperatura.

Por ejemplo, el cloruro de sodio reacciona lentamente con el ácido sulfúrico. Si se le proporciona calor aumenta la velocidad de reacción dando sulfato de sodio (Na2SO4) y ácido clorhídrico:

2.NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2.HCl

Recordemos que los combustibles para ser quemado,primero deben alcanzar su punto de combustión, luego por ser reacciones exotérmicas (liberan calor) la combustión continúa sola.

2. Superficie de contactoCuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en la reacción. Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie de contacto y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la reacción es más veloz.

Lo mismo ocurre cuando las sustancias reaccionantes no son miscibles entre sí, como por ejemplo, en la hidrólisis neutra de un aceite, se hace reaccionar éste con agua,para lograrlo, el agua de la parte inferior (recordemos que el aceite es más liviano que el agua) se recircula hacia la parte superior rociándola sobre la superficie del aceite.

Otro ejemplo sería el de un kilo de viruta de madera, que se quema más rápido que un tronco de un kilo de masa.

Para comprender mejor esto realicemos el siguiente cálculo: un cubo de un metro de lado (de cualquier material), tiene una superficie de:

S cubo = 6.l.l S cubo = 6.(1 m) ² S cubo = 6 m ² (4)

Si a este cubo lo dividimos en 1000 cubitos de 0,10 m de lado, tendremos para un cubito una superficie de:

S cubito = 6.l.l S cubito = 6.(0,10 m) ² S cubito = 0,06 m ²

El total de la superficie de los 1000 cubitos es:

S cubitos = 1000. 0,06 m ² S cubitos = 60 m ² (5)

Comparando los resultados (4) y (5) se observa cuantitativamente que aumento la superficie de contacto.

3. AgitaciónLa agitación es una variante del punto anterior, lo que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivo aumentando la superficie de contacto entre ellos.

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4. LuzHay reacciones que en la oscuridad son muy lentas,como por ejemplo, la combinación del hidrógeno con el cloro. La luz solar acelera la reacción de modo tal, que a la luz solar directa, la reacción se hace explosiva:

H2 + Cl2 2.HCl

Lo mismo ocurre en la formación de glúcidos por los vegetales verdes a partir del agua y el dióxido de carbono en la fotosíntesis. Ocurre lo mismo con la descomposición de sustancias poco estables, por tal motivo se envasan en recipientes que impidan el paso de la luz, como por ejemplo,el peróxido de hidrógeno:

2.H2O2 + luz 2.H2O + O2 (g) (rápida)

5. ConcentraciónLa velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración en moles por litro (moles/litro), de las sustancias reaccionantes.

Si dos sustancias homogéneas A y B (gases o soluciones) reaccionan:

A + B C + D (6)

La velocidad de la reacción es:

V = [A].[B] (7)

En la que los corchetes señalan concentraciones en moles por litro. Observemos que si duplicamos la concentración, por ejemplo, de la sustancia A, la velocidad de la reacción se duplica:

V* =2.[A].[B] (8)

Si las sustancias que reaccionan son gaseosas, la concentración de las mismas aumenta disminuyendo el volumen, lo que se logra aumentando la presión.

En la figura anterior se observa, que aumentando la presión las moléculas de las sustancias reaccionantes se aproximan entre sí, acrecentando la posibilidad de choque entre sus

moléculas, y por consiguiente se acelera la reacción.

6. CatalizadoresSe llaman catalizadores a las sustancias que intervienen en las reacciones, acelerándolas o retardándolas y que siguen presentes al finalizar la reacción, es decir que no se consumen en esta, no son parte de los productos reaccionantes. Las sustancias que retardan la velocidad de reacción se denominan inhibidores.

Por ejemplo, añadiendo dióxido de manganeso (MnO2) al peróxido de hidrógeno (H2O2), se observa que se descompone liberando abundante oxígeno:

2.H2O2 + n.MnO2 2.H2O + O2 (g) + n.MnO2 (rápida)

La cantidad n de dióxido de manganeso (MnO2) permanece constante luego de finalizada la reacción.

i. Catalizadores de contacto o heterogéneos:

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No reaccionan químicamente con las sustancias del sistema: adsorben en su superficie, las moléculas de esas sustancias reaccionantes, aumentan, por consiguiente, el número de choques entre ellas y aceleran la reacción.

Una reacción en la cual los reactantes y el catalizador no están en la misma fase (estado) es una reacción heterogénea. Este tipo de catalizadores generalmente producen una superficie donde las sustancias pueden reaccionar, estos catalizadores funcionan adsorbiendo alguno de los reactantes, debilitando el enlace en cuestión hasta el punto en que el otro reactante rompe dicho enlace. La adsorción es la adherencia de una sustancia a la superficie de otra.

Algunos metales (finamente divididos para aumentar la superficie de contacto) actúan como catalizadores de contacto: platino, níquel, óxido férrico (Fe2O3), pentóxido de vanadio (V2O5), entre otros. El dióxido de azufre (SO2) reacciona lentamente con el oxígeno:

2.SO2 + O2 2.SO3 (lenta)

Pero, en presencia de platino y de calor, la reacción es inmediata:

2.SO2 + O2 (amianto platinado + calor) 2.SO3 (rápida)

ii. Catalizadores de transporte u homogéneos:

Estos catalizadores actúan interviniendo en la reacción y luego se regeneran al finalizar la misma. Un catalizador homogéneo se encuentra en la misma fase (estado) que los reactantes

Por ejemplo, el empleo de monóxido de nitrógeno (NO) para catalizar la reacción entre el dióxido de azufre (SO2) y el oxígeno:

2.SO2 + O2 2.SO3 (lenta)

El monóxido de nitrógeno (NO) reacciona con el oxígeno (oxidándose) dando dióxido de nitrógeno (NO2):

2.NO + O2 2.NO2

Luego el dióxido de nitrógeno reacciona (reduciéndose) con el dióxido de azufre (este se oxida), dando trióxido de azufre (SO3) y regenerándose el monóxido de nitrógeno (NO):

2.SO2 + 2.NO2 2.NO + 2.SO3

Son características de los catalizadores:

a) Gran desproporción entre la masa de las sustancias que reaccionan y la pequeña masa del catalizador.

b) El catalizador se halla igual al final del proceso, que al comienzo de él.

c) Un catalizador no produce una reacción que sin él no se realiza, solo modifica la velocidad de la misma.

d) Los catalizadores son específicos de cada reacción o de un cierto grupo de reacciones.

La absorción de las impurezas que acompañan a las sustancias reaccionantes, pueden disminuir o detener la acción del catalizador. Estas sustancias que retardan la acción de los catalizadores se denominan venenos del catalizador.

Resumiendo: para aumentar la velocidad de una reacción, se debe aumentar la posibilidad de choque entre las moléculas, iones o átomos de las sustancias reaccionantes, modificando las variables enumeradas que el proceso permita.

ContenidoApunte de Cinética Química: Velocidad de reacción. Efectos de la

concentración, temperatura, catalizador, grado de división. Equilibrio químico. Principio de Le Châtelier.VELOCIDAD Y EQUILIBRIO

Junto con los aspectos materiales y energéticos de las reacciones, la química se interesa por los detalles del proceso en sí. La rapidez de la reacción, los factores que influyen en ella, el mecanismo de la reacción o conjunto de pasos intermedios y la situación de equilibrio en las reacciones reversibles, constituyen algunos de estos detalles que completan la descripción fundamental de los procesos químicos.

Para que un proceso químico sea observable es preciso que se lleve a efecto con cierta rapidez. Así, por ejemplo, a pesar de los elevados porcentajes de oxígeno y nitrógeno existentes en la composición del aire, la reacción:

N2 + O2 2NO

tiene lugar con tal lentitud, que es prácticamente inobservable. En ocasiones, por el contrario, una reacción puede verificarse con tal rapidez que se convierta en explosiva. La combustión del hidrógeno constituye un ejemplo típico de este tipo de reacciones.

Una reacción química cuyo ritmo de transformación sea lento, no suele tener ningún interés en la industria química, ya que, por lo general, lo que se busca con la reacción es la obtención de un determinado producto en cantidades apreciables. Lo anterior pone de manifiesto la necesidad de conocer la rapidez con la que los reactivos se transforman en productos en una reacción química,es decir, su velocidad. La parte de la química que se preocupa del estudio de

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la evolución de las reacciones químicas,de su velocidad y de la influencia de los diferentes factores que pueden afectarla recibe el nombre de cinética química.

LA VELOCIDAD DE LOS PROCESOSEl concepto de velocidad de reacciónSe define la velocidad v de una reacción, como la cantidad de reactivo que se consume, o la de producto que se forma, por unidad de volumen en la unidad de tiempo.

Dado que la cantidad de sustancia por unidad de volumen en una disolución, se denomina concentración, y teniendo en cuenta que, por lo general, tanto los reactivos como los productos se hallan en disolución, ya sea líquida, sólida o gaseosa, la velocidad de reacción representa la variación de concentración de una cualquiera de las sustancias que intervienen en la reacción por unidad de tiempo.

Para una reacción del tipo:

A + B C + D

donde A y B representan los reactivos y C y D los productos, la velocidad se puede expresar, recurriendo a la notación de incrementos, en la forma:

v = Δ[C]/Δt

y se mide en mol/l.s.

Recordando el significado de Δ/Δt como la rapidez con la que varía algo, la anterior expresión indica que v es, en efecto, la rapidez con la que varía (aumenta) la concentración ([ ]) del producto C con el tiempo. Junto con la anterior, son expresiones equivalentes de la velocidad:

v = -Δ[A]/Δt = -Δ[B]/Δt = Δ[D]/Δt

dado que, si la masa se mantiene constante, la velocidad con la que aparecen los productos tiene que ser igual a la velocidad con la que desaparecen los reactivos. El signo negativo se introduce para compensar el que corresponde a la disminución de la concentración de los reactivos; de este modo, el valor de la velocidad resulta igual y positivo cualquiera que sea la sustancia A, B, C o D elegida.

Para una reacción como la de síntesis del yoduro de hidrógeno:

H2 + I2 2Hl

por cada mol de hidrógeno molecular H2que se consume, se producen dos moles de yoduro de hidrógeno Hl; como ambos procesos se dan al mismo tiempo, la velocidad de aparición del producto es, en este caso, el doble de la de desaparición de uno cualquiera de los reactivos. La velocidad de reacción ha de ser única y viene dada por cualquiera de las ecuaciones siguientes:

v = -Δ[I2]/Δt = -Δ[H2]/Δt = Δ[HI]/2.Δt

Para una reacción más general, del tipo:

aA + bB cC + dD

el resultado anterior puede expresarse en la forma:

La determinación de la velocidad de reacciónEn general, la velocidad de una reacción varía con el tiempo, pues al principio la concentración de los reactivos es elevada, pero a medida que la reacción progresa,dicha concentración disminuye y con ella la velocidad del proceso.

La determinación experimental de la velocidad de reacción en un momento dado, puede hacerse a partir de la gráfica que representa la variación con el tiempo de la concentración de una cualquiera de las sustancias que intervienen. El cálculo de la pendiente permite estimar la velocidad. La tabla adjunta muestra los resultados obtenidos para la reacción de descomposición: 2HI I2 + H2 al medir la concentración de Hl a intervalos sucesivos de tiempo de 10 minutos cada uno, mediante la toma de muestras de la mezcla gaseosa y su posterior análisis químico.

La representación gráfica de los pares de valores tiempo-concentración indica que la curva es decreciente, lo que significa que la concentración de reactivo disminuye con el tiempo. La velocidad de reacción en el último intervalo de tiempo, por ejemplo, vendrá dada por:

es decir,

v = 0,83 · 10-5 mol/l · min

El tomar con signo negativo la variación de la concentración de los reactivos equivale a considerar siempre la velocidad de reacción positiva.

FACTORES QUE MODIFICAN LA REACCION

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Un modo de explicar el mecanismo mediante el cual las reacciones químicas se llevan a efecto es admitiendo que tales procesos son el resultado del choque entre las moléculas de las sustancias reaccionantes. Sólo cuando dicho choque es suficientemente violento se romperán las moléculas y se producirá la reordenación entre los átomos resultantes. El desarrollo riguroso de estas ideas básicas constituye la llamada teoría de colisiones. Nos apoyaremos, en lo que sigue,en esta interpretación de las reacciones químicas para describir cómo intervienen diferentes factores en la modificación de la velocidad de reacción.

Efecto de la concentraciónPor la misma razón que son más frecuentes los accidentes de tráfico en las, «horas punta», cuanto mayor sea el número de moléculas de los reactivos presentes en un mismo volumen más fácilmente podrán colisionar. Asimismo, cuanto mayor sea el número de colisiones que se producen en la unidad de tiempo, tanto más probable será la realización de un choque eficaz, esto es, de un choque que dé lugar a la transformación de las moléculas. De esta forma se explica el hecho experimentalmente observado, de que al aumentar la concentración de los reactivos aumente la velocidad de la reacción química.

Efecto de la temperaturaDe acuerdo con la teoría cinético-molecular de la materia, las moléculas constituyentes de cualquier tipo de sustancia se hallan en continua agitación vibrando o desplazándose con una energía cinética que es directamente proporcional a la temperatura absoluta T a la que se encuentre dicha sustancia. Experimentalmente se observa que la velocidad de una reacción aumenta bastante rápidamente con la temperatura.

Considerando conjuntamente la teoría cinética y la teoría de colisiones es posible explicar tal comportamiento. Al aumentar la temperatura, la energía cinética de las moléculas de los reactivos aumenta, con lo que los choques son más violentos poniéndose en juego en un mayor número de ellos la energía suficiente como para superar esa barrera que constituye la energía de activación. El efecto conjunto de estos procesos individuales se traduce en que una mayor cantidad de reactivos se transforma en la unidad de tiempo, es decir, la velocidad de reacción aumenta notablemente.

Efecto del catalizadorSe entiende en química por catalizador toda sustancia que incrementa la velocidad de una reacción sin verse ella misma alterada al final del proceso. El efecto del catalizador es, en cierto sentido, inverso al efecto de temperatura; en vez de aumentar la energía cinética de las partículas para poder salvar la cresta de la energía de activación, rebaja la altura de ésta, con lo cual hace más sencillo el proceso de transformación, pudiéndose en ocasiones llevar a cabo incluso a temperatura ambiente. El catalizador se combina con alguno de los réactivos, dando lugar a un producto intermedio de vida transitoria que reacciona con el resto con mayor facilidad. Una vez concluida la reacción se recupera, pudiendo ser nuevamente empleado.

Efecto del grado de divisiónCuando el sistema está constituido por reactivos en distinto estado físico, como sólido y líquido por ejemplo, el grado de división del reactivo sólido influye notablemente en la velocidad de la reacción. Ello es debido a que, por verificarse la reacción a nivel de la superficie del sólido, cuanto más finamente dividido se encuentre éste, tanto mayor será el número de moléculas expuestas al choque y, por consiguiente, el número de choques eficaces aumentará.

LEY DE VELOCIDAD Y ORDEN DE REACCIONLa velocidad de una reacción química depende de la cantidad disponible de reactivos, o más exactamente, de su concentración. Así, para una reacción del tipo:

R1 + R2 productos

la ecuación que relaciona la velocidad del proceso con la concentración de los reactivos se puede obtener experimentalmente, y se escribe en forma genérica como:

v = k [ R1]n1[ R2]n2

donde k es una constante y n1 y n2 sendos coeficientes numéricos. Esta ecuación constituye la llamada ley de velocidad.

La constante de proporcionalidad k se denomina constante de velocidad y su dependencia con la temperatura fue establecida por Arrhenius en su ya famosa ley. El exponente n1 recibe el nombre de orden de la reacciónrespecto del reactivo R1 y el exponente n2respecto del reactivo R2. El orden total viene dado por la suma de ambos (n1 + n2).

Los órdenes n1 y n2no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la reacción ajustada y su determinación se efectúa de forma experimental. Para ello se estudia cómo varía la velocidad de la reacción con la concentración del reactivo considerada, y a partir de los datos obtenidos se construye la gráfica correspondiente, y se determina su ecuación

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empírica; esta ecuación será del tipo v = k[ R]n,siendo el n resultante el orden parcial de la reacción respecto del reactivo R.

EQUILIBRIO QUIMICOEl concepto de equilibrio químicoLa idea de reacción química lleva a veces a suponer que el proceso progresa de los reactivos hacia los productos, y que se detiene cuando se agota el reactivo que se encuentra en menor proporción. Este tipo de reacciones se denominan irreversibles.Sin embargo, con mayor frecuencia sucede que, a medida que los productos van haciendo su aparición en la reacción,tanto mayor es su capacidad para reaccionar entre sí regenerando de nuevo los reactivos. Cuando esto es posible en una reacción química, se dice que esreversible y se representa mediante una doble flecha, indicando así que la reacción puede llevarse a efecto tanto en un sentido como en el inverso:

reactivo(s)

reacción directa—— ——

reacción inversa

producto(s)

Cada proceso posee una velocidad propia que va variando con el tiempo. Así, en los comienzos, la velocidad de la reacción directa es mucho mayor que la de la reacción inversa, debido a la diferencia de concentraciones entre reactivos y productos; pero a medida que estos últimos se van formando los reactivos van desapareciendo, con lo cual ambas velocidades se aproximan hasta hacerse iguales. A partir de tal instante sucede como si la reacción estuviera detenida, pues las proporciones de reactivos y productos se mantienen constantes. Se dice entonces que se ha alcanzado el equilibrio químico.

El equilibrio químico tiene un carácter dinámico,pues no implica que la reacción se paralice en ambos sentidos como podría pensarse, sino que, en cada unidad de tiempo, se forman y desaparecen el mismo número de moléculas de cualquiera de las sustancias que intervienen en el proceso. Si algunos de los productos pueden desprenderse y abandonar el sistema, se rompe el equilibrio y la reacción se verifica sólo en un sentido, hasta que los reactivos se hayan transformado totalmente.

Por ejemplo, la reacción de oxidación del hierro por vapor de agua a alta temperatura, es reversible cuando se lleva a cabo en un recipiente cerrado:

3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2

Pero debido a que el hidrógeno es un gas más ligero que el aire, si se abre el recipiente, lo abandonará, con lo cual ya no será posible el proceso inverso y el equilibrio quedará definitivamente roto.

La reacción de formación o síntesis de yoduro de hidrógeno (HI) a partir de sus elementos:

H2 + I2 2HI

constituye otro ejemplo de reacción reversible. Para estudiarla en el laboratorio se emplean recipientes cerrados de modo que la cantidad total de materia no varíe. Cuidadosas medidas experimentales han permitido calcular las velocidades de las reacciones directa e inversa y su variación con el tiempo. La figura adjunta representa los resultados obtenidos. La velocidad del proceso directo:

H2 + I2 2HI es importante al principio (pendiente pronunciada), mientras que la del proceso inverso: 2Hl H2 + I2 es casi nula. Conforme el tiempo avanza, la primera va disminuyendo y la segunda aumentando. A partir de un cierto instante ambas coinciden, lo que indica que entonces se ha alcanzado el equilibrio químico.

El principio de Le ChâtelierExiste un principio muy general que determina las posibilidades de variación de los equilibrios químicos. Fue propuesto a finales del siglo pasado por el químico francés Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), por lo que se conoce como principio de Le Châtelier. Se puede enunciar en los siguientes términos:

«Cuando sobre un sistema químico en equilibrio se ejerce una acción exterior que modifica las condiciones del sistema, el equilibrio se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar la perturbación introducida.»

He aquí algunos casos concretos de aplicación. Si en un sistema en equilibrio químico se aumenta la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará hacia la derecha a fin de provocar la transformación de aquéllos en productos y recuperar así la situación inicial.

La ruptura del equilibrio de la reacción:

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3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2

provocada por la pérdida de H2,puede explicarse en términos análogos, ya que al disminuir la concentración de H2la reacción se desplaza hacia la derecha para producir más hidrógeno, oponiéndose, de este modo, a dicha perturbación.

Una modificación de la temperatura del sistema en equilibrio puede producir igualmente un desplazamiento del mismo en un sentido o en otro. Así, por ejemplo, la reacción:

N2O4 + calor 2NO2

es endotérmica, por lo que un aumento de la temperatura desplazará el equilibrio en el sentido de la reacción directa, pues es en el que absorbe calor. La reacción inversa se verá favorecida por un enfriamiento, pues en este sentido se produce calor.

También los efectos de variaciones de presión,cuando el sistema posee componentes gaseosos, repercuten por análogas razones sobre el equilibrio. Así, por ejemplo,en la síntesis del amoníaco:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

un aumento de presión desplazará el equilibrio hacia la derecha, ya que el número de moléculas en el segundo miembro es inferior y, por tanto, ejercerán una presión menor sobre el recipiente.

La ley del equilibrio químicoEl principio de Le Châtelier permite predecir en qué manera se desplazará el equilibrio químico de una reacción reversible, pero no en qué medida. Una descripción cuantitativa del equilibrio fue efectuada por primera vez en 1870 por los químicos noruegos Guldberg (1836-1902) y Peter Waage (1833-1900), que la expresaron en forma de ley. Así, para una reacción genérica del tipo:

aA + bB cC + dD

la ley de Guldberg y Waage se expresa matemáticamente en la forma:

= K (a temperatura constante)

en la cual los coeficientes estequiométricos a, b, c y d que se obtienen tras ajustar la reacción, aparecen como exponentes de las concentraciones de reactivos y productos; K toma, para cada reacción, un valor constante y característico que sólo depende de la temperatura y que se denomina constante de equilibrio.

La ley de Guldberg y Waage se conoce también como Ley de acción de masas (L.A.M.) debido a que, en el enunciado original,sus autores aludieron a conceptos tales como «fuerzas de acción» y «masas activas». Aunque el descubrimiento de esta ley fue el resultado de análisis de datos experimentales, algunos años más tarde pudo ser explicada teóricamente a partir de las leyes de la termodinámica.

La Ley de acción de masas permite hacer cálculos y predicciones sobre el equilibrio. Así, el efecto de la concentración puede explicarse como sigue: si en un sistema en equilibrio se aumenta la concentración de un reactivo, [A] por ejemplo, la reacción ha de desplazarse hacia la derecha en el sentido de formación de los productos para que el cociente representado por K se mantenga constante.

APLICACION DE LA LEY DE ACCION DE MASAS (I)La reacción:

2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)

presenta una constante de equilibrio K = 6,45 · 105 (a 500 K de temperatura). Determinar cuál ha de ser la concentración de oxígeno para que se mantenga el equilibrio en un sistema en el que las concentraciones de NO y NO2son iguales.

De acuerdo con la ley de acción de masas:

y dado que en el sistema considerado [NO2] = [NO], resulta:

K = 1/[O2]

es decir:

[O2] = 1/K =1/6,45.105 = 1,55.10-6 mol/l

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APLICACION DE LA LEY DE ACCION DE MASAS (II)La constante de equilibrio, a 600 K, de la reacción de descomposición del amoníaco:

NH3 (g) ½.N2 (g) + (3/2).H2 (g)

vale K =0,395. Si en un recipiente de 1,00 l de capacidad y a 600 K se introducen 2,65 g de NH3 a igual temperatura, calcular cuáles serán las concentraciones en el equilibrio.

La cantidad de NH3inicial expresada en moles será:

n° de moles de NH3 = 2,65 g/(17,0 g/mol) = 0,156 mol

pues la masa molecular del amoníaco es:

M(NH3) = 14,0 + 3 · 1,0 = 17,0

y, puesto que el volumen del sistema es de un litro, la concentración inicial de NH3 será:

[NH3] = 0,156 mol/l

Pero conforme la reacción avance, la concentración irá disminuyendo hasta reducirse al valor de equilibrio. Si suponemos que se han descompuesto x moles/l de NH3, de acuerdo con la ecuación química de partida, se habrán formado (moles/l de N2)/2 y (moles/l de N2).3/2. Es decir, en el equilibrio:

[NH3] = (0,156 - x)[N2] = x/2

[N2] = x.3/2

Según la ley de acción de masas, se cumplirá la relación:

y sustituyendo los valores de las concentraciones resulta:

Operando y sustituyendo el valor de K,se tiene:

0,395 = 1,30.x ²/(0,156 - x)

que, reordenada, equivale a la ecuación de segundo grado:

1,30 x ² + 0,395 x - 0,0616 = 0

cuya solución aceptable es:

x = 0,114

Por tanto, las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio serán las siguientes:

[NH3] = 0,156 - x = 0,156 - 0,114 = 0,042 mol/l

[N2] = x/2 = 0,114/2 = 0,057 mol/l

[H2] = x.3/2 = 0,114.3/2 = 0,171 mol/l

ContenidoApunte de Equilibrio Químico: Principio de Le Châtelier. Los efectos de la

concentración, de la presión y de la temperatura.

EQUILIBRIO QUIMICOEstudiemos una reacción genérica como la siguiente:

A + B C + D (9)

A medida que la reacción progresa, disminuye el número de moléculas A y B, y aumenta en número de moléculas C y D. Como las sustancias C y D, no reaccionan entre sí, la reacción continua hasta que las moléculas A y B se consumen. Este tipo de reacción se denomina irreversible . Graficando este caso tenemos:

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Los procesos irreversibles son procesos que avanzan en una sola dirección.

Por ejemplo, la acción del ácido clorhídrico sobre el cinc:

2.HCl + Zn ZnCl2 + H2 (g)

Si en cambio la moléculas C y D pueden reaccionar entre sí, la reacción avanzará hacia la derecha mientras la concentración de las moléculas A y B sea importante, a medida que comiencen a formarse moléculas C y D, la velocidad de reacción disminuirá hasta que la concentración de las moléculas C y D sea tal que la reacción comenzará a desplazarse hacia la izquierda, hasta que se establezca un punto de equilibrio, donde ambas velocidades se equilibran, y en el cual coexistirán moléculas A, B, C y D. Este tipo de reacciones se denominan reversibles, y se representan con flecha de ida y vuelta:

A + B C + D (10)

El siguiente gráfico representa una reacción reversible:

Un ejemplo de este caso es el siguiente:

CH3-COOH + CH3OH CH3-CO-O-CH3 + H2O

ácido etanoico + metanol etanoato de metilo + agua

Cabe aclarar que el concepto de reacción reversible o irreversible no es absoluto.

Hay reacciones reversibles que, según como se realicen, pueden convertirse en irreversibles, por ejemplo, si calentamos carbonato de calcio (CaCO3) en un recipiente cerrado, en un principio, la reacción se desplazará hacia la derecha, produciendo dióxido de carbono y cal (CaO), pero cuando la presión aumente por formación de CO2, la velocidad de reacción hacia la derecha,comenzará a disminuir e irá aumentando la velocidad hacia la izquierda, hasta que quede en equilibrio (reversible).

CaCO3 CO2 + CaO

En cambio, si se procede en un recipiente abierto, el dióxido de carbono producido, se escapará a la atmósfera, sin dar lugar a la reacción inversa, y continuará hasta la total descomposición del carbonato de calcio (irreversible).

CaCO3 CO2 (g) + CaO

Este es un ejemplo de una reacción reversible o incompleta que, por eliminación de uno de los productos de la reacción, se transforma en irreversible o completa.

La ley de acción de las masas, también se aplica a los sistemas reversibles o en equilibrio. Aplicando la ley a la reacción (10), primero a la que se desplaza a la derecha, tenemos:

v = [A].[B] (11)

Y reemplazando v por kd,que es la constante de la velocidad hacia la derecha:

kd = [A].[B] (12)

Luego, para la reacción hacia la izquierda:

v = [C].[D]

ki = [C].[D] (13)

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Dividiendo (13) por (12):

k =

ki

=

[C].[D]

(14)

kd [A].[B]

Donde k es la constante de equilibrio.

Principio de Le ChâtelierSi sobre un sistema en equilibrio, una acción exterior produce una modificación, el sistema reacciona en forma tal de contrarrestar u oponerse a esa modificación.

Analicemos este principio con la reacción (10):

A + B C + D (10)

1. Los efectos de la concentración: el aumento de las concentraciones de A y B,produce más C y D para contrarrestar el aumento de A y B. Ocurre lo mismo en el caso inverso.

2. Los efectos de la presión: en el caso de que A o B sean gases, el aumento de presión,el sistema reaccionará disminuyendo su volumen para contrarrestar el aumento de presión, con lo cual la reacción se desplazará hacia la derecha.

3. Los efectos de la temperatura: si la reacción entre A y B libera calor (exotérmica),y retiramos las calorías producidas, el sistema reaccionará produciendo más calor para contrarrestar la pérdida, con lo cual la reacción se desplazará hacia la derecha. Si por el contrario, le entregamos calorías, el sistema contrarrestará la modificación desplazándose hacia la izquierda.

El aumento de temperatura retarda los procesos exotérmicos y acelera los endotérmicos.

Ante una reacción reversible (reacción 10), para lograr el máximo rendimiento, es decir que la reacción se desplace lo todo posible hacia la derecha, tenemos las siguientes opciones:

1. Aumentar la concentración de uno de los reactivos, por ejemplo, duplicando A, para contrarrestar este exceso, aumentaran las concentraciones de C y D, desplazando la reacción hacia la derecha.

2.A + B C + D

2. Disminuir la concentración de uno de los productos de reacción,por ejemplo, retirando la mitad de C, para contrarrestar este exceso, disminuirán las concentraciones de A y B,desplazando la reacción hacia la derecha, esto se logra retirando C a medida se produce.

A + B C + 0,5.D

3. Si A y/o B son gases, aumentando la presión (en un recipiente cerrado), logramos desplazar la reacción hacia la derecha.

A(g) + B(g) C + D

4. Si C y/o D son gases, disminuyendo la presión (en un recipiente cerrado), logramos desplazar la reacción hacia la derecha.

A + B C(g) + D(g)

5. Si la reacción entre A y B es exotérmica, una vez alcanzada la energía de activación, conviene refrigerar el sistema para favorecer la producción de C y D.

A + B C + D + cal

6. Si la reacción entre A y B es endotérmica, se deberá entregar calor para alcanzar la energía de activación, y continuar calentando para favorecer la producción de C y D.

A + B C + D - cal

Ejemplo: para la reacción reversible (10), en un recipiente cerrado de 10 litros de capacidad, la constante de equilibrio es k = 0,4; una vez alcanzado el punto de equilibrio, se detectaron las siguientes cantidades: 1,581 moles de A, 1,581 moles de B, 1 moles de C y 1 moles de D. ¿Cómo se puede modificar el sistema para alcanzar un rendimiento de 0,95?

Solución: el rendimiento es

R = masa obtenida real / masa obtenida teórica

Teóricamente:

1.A + 1.B 1.C + 1.D

6 g + 4 g = 5 g + 5 g

10 g = 10 g

Donde R = 10 g/ 10 g = 1

En nuestro caso:

1,581 mol.A + 1,581 mol.B + 1 mol.C + 1 mol.D

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9,487 g + 6,325 g + 5 g + 5 g

15,812 g + 10 g

Donde R1 = 15,812 g/ 10 g = 0,63

ContenidoApunte de Equilibrio Químico: El comportamiento químico de las sustancias.

Propiedades químicas de los ácidos. Propiedades químicas de las bases. Disoluciones acuosas de ácidos. Los conceptos de ácido y de base según

Arrhenius. Una explicación para la neutralización.LA ACIDEZ Y LA BASICIDAD

La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada,que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido. Tales procesos se denominan reacciones ácido-base.

La acidez y la basicidad son dos formas contrapuestas de comportamiento de las sustancias químicas cuyo estudio atrajo siempre la atención de los químicos. En los albores mismos de la ciencia química, Boyle y Lavoisier estudiaron sistemáticamente el comportamiento de las sustancias agrupadas bajo los términos de ácido y álcali (base).

Pero junto con los estudios descriptivos de sus propiedades, el avance de los conocimientos sobre la estructura del átomo y sobre la naturaleza íntima de los procesos químicos aportó nuevas ideas sobre los conceptos de ácido y de base.

En la actualidad, el resultado final de la evolución de esos dos conceptos científicos constituye un importante capítulo de la química general que resulta imprescindible para entender la multitud de procesos químicos que, ya sea en la materia viva, ya sea en la materia inerte, se engloban bajo el nombre de reacciones ácido-base .

El comportamiento químico de las sustanciasEl estudio de los procesos químicos en los que intervienen ácidos y bases ocupa un lugar destacado en la historia de la química. Antes de que se conociera el comportamiento a nivel molecular de este tipo de sustancias, se reconocían por sus propiedades características. Esta idea de definir el concepto de ácido y de base indicando cómo ha de comportarse químicamente una sustancia para que pueda considerarse como miembro de una u otra familia de compuestos fue introducida por Boyle en 1663. Posteriormente un conocimiento más preciso de las fórmulas químicas llevó a algunos investigadores, como Justus von Liebig (1803-1873), a definir los ácidos por su composición molecular; sin embargo, la vieja idea de Boyle, aunque transformada con las sucesivas definiciones de ácidos y bases, sigue aún en pie.

Propiedades químicas de los ácidosEl comportamiento químico de los ácidos se resume en las siguientes propiedades:

1) Poseen un sabor agrio . La palabra ácido procede, precisamente, del latín (acidus = agrio) y recuerda el viejo procedimiento de los químicos antiguos de probarlo todo, que fue el origen de un buen número de muertes prematuras, por envenenamiento, dentro de la profesión.

2) Colorean de rojo el papel de tornasol . El tornasol es un colorante de color violeta en disolución acuosa (tintura de tornasol) que puede cambiar de color según el grado de acidez de la disolución. Impregnado en papel sirve entonces para indicar el carácter ácido de una disolución. Es, pues, un indicador.

3) Sus disoluciones conducen la electricidad . La calidad de una disolución ácida como conductor depende no sólo de la concentración de ácido, sino también de la naturaleza de éste, de modo que, a igualdad de concentración, la comparación de las conductividades de diferentes ácidos permite establecer una escala de acidez entre ellos.

4) Desprenden gas hidrógeno cuando reaccionan en disolución con cinc o con algunos otros metales.

Propiedades químicas de las basesLas bases, también llamadas álcalis ,fueron caracterizadas, en un principio, por oposición a los ácidos. Eran sustancias que intervenían en aquellas reacciones en las que se conseguía neutralizar la acción de los ácidos. Cuando una base se añade a una disolución ácida elimina o reduce sus propiedades características. Otras propiedades observables de las bases son las siguientes:

1) Tienen un sabor amargo característico.

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2) Al igual que los ácidos, en disolución acuosa conducen la electricidad .

3) Colorean de azul el papel de tornasol .

4) Reaccionan con los ácidos para formar una sal más agua.

Disoluciones acuosas de ácidosUn poco de historiaAun cuando Faraday había introducido el término ion para designar las partículas cargadas que transportaban la electricidad en el seno de las disoluciones conductoras, no especificó en qué consistían realmente esos iones. El químico sueco Arrhenius se interesó pronto por el estudio de las disoluciones y, en particular, por las de los llamados electrolitos o sustancias capaces de conducir la electricidad en disolución. Observó que las disoluciones de electrolitos no cumplían ni las leyes de Raoult sobre la variación de los puntos de ebullición y congelación de las disoluciones, ni la de Van´t Hoff sobre la presión osmótica de la misma manera que lo hacían las disoluciones de los no electrolitos.

Al disolver en agua el cloruro de sodio (NaCl) se producía una disminución del punto de congelación de la disolución doble del que resultaba aplicando las leyes de Raoult; si se empleaba cloruro de bario (BaCl2 ) como soluto, la temperatura de congelación bajaba tres veces más que lo calculado a partir de dichas leyes. Tal circunstancia se repetía de una forma regular para otras sustancias análogas, lo que hizo sospechar a Arrhenius la existencia de una disociación o ruptura de las supuestas moléculas del electrolito en varios fragmentos por efecto de la disolución. Además, las partículas deberían poseer carga eléctrica de acuerdo con el concepto de ion avanzado por Faraday. Según Arrhenius el cloruro de sodio se disociaría en la forma:

NaCl Na+ + Cl-

y el cloruro de bario:

BaCl2 Ba ²+ + 2 Cl-

Tal disociación, al multiplicar el número de partículas, explicaba los resultados anómalos obtenidos en la aplicación de las leyes de Raoult y en el estudio de la presión osmótica, que dependen, como es sabido, de la concentración de partículas de soluto en la disolución.

La idea de la disociación iónica fue extendida por el propio Arrhenius a los ácidos y a las bases, lo que le permitió encontrar una explicación coherente a su comportamiento característico.

Los conceptos de ácido y de base según ArrheniusCuando el HCI se disuelve en el agua (aq) sus moléculas se disocian en la forma:

HCl H+ (aq) + Cl- (aq)

Este mismo comportamiento puede aplicarse a los ácidos típicos:

ácido sulfúrico H2 SO4 2.H+ (aq) + SO4 = (aq)

ácido nítrico HNO3 H+ (aq) + NO3 - (aq)

y extenderse a otros ácidos.

De acuerdo con su idea de disociación iónica,la existencia en todos los casos de iones H+ libres en la disolución, llevó a Arrhenius a postular que el carácter ácido está relacionado directamente con la capacidad de una sustancia para dar en disolución acuosa iones H+. La diferencia en la fuerza de los ácidos se puede cuantificar mediante la medida de la conductividad eléctrica de sus respectivas disoluciones acuosas; cuanto más fuerte es un ácido mejor conduce la electricidad. Según la teoría de Arrhenius, la relación entre ambos hechos es clara. La reacción de disociación de un ácido en disolución es un caso particular de equilibrio químico. Representando por AH la fórmula de un ácido genérico, la reacción de disociación del ácido se puede escribir, de acuerdo con las ideas de Arrhenius, en la forma:

AH A-(aq) + H+(aq)

En los ácidos fuertes la reacción estaría desplazada hacia la derecha de modo que abundarían más los iones H+(aq), ya que todo el AH estaría prácticamente disociado. Ello explicaría a la vez el fuerte carácter ácido y su elevada conductividad, debida a la abundancia en la disolución de iones portadores de carga. Por el contrario, en los ácidos débiles el grado de disociación sería pequeño, es decir, sólo una pequeña fracción de sustancia estaría disuelta en forma de iones, estando el equilibrio desplazado hacia la izquierda.

De acuerdo con las ideas de Arrhenius, un esquema explicativo análogo podría aplicarse a las bases. Los hidróxidos, que eran las bases mejor conocidas, al disolverse en el agua se disociarían en la forma:

KOH K+(aq) + (OH)-(aq)

NaOH Na+(aq) + (OH)-(aq)

Mg(OH)2 Mg+2(aq) + 2(OH)-(aq)

Generalizando los resultados de las anteriores reacciones, Arrhenius concluyó que eran bases todas aquellas sustancias capaces de dar en disolución acuosa iones OH-.

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Al igual que para los ácidos, la fuerza de una base y su conductividad estarían relacionadas entre sí y ambas, con el grado de disociación que presenta dicha base en disolución acuosa.

Aun cuando no sean las únicas sustancias que se comportan como bases, las combinaciones de óxidos metálicos con el agua, es decir, los hidróxidos, son bases típicas. Las disoluciones acuosas de bases fuertes, como el hidróxido de sodio (NaOH) o el hidróxido de potasio (KOH), son agresivas o cáusticas con los tejidos animales blandos, como las mucosas; de ahí que el NaOH se denomine usualmente sosa cáustica y el KOH potasa cáustica. Sus disoluciones acuosas reciben el nombre de lejías .

Una explicación para la neutralizaciónLa reacción mediante la cual una base neutraliza las propiedades de un ácido recibe el nombre deneutralización y se ajusta, en términos generales, a una ecuación química del tipo:

ácido + base sal + agua

Así, por ejemplo:

HCI(aq) + NaOH(s) NaCl(aq) + H2 O

De acuerdo con la teoría de Arrhenius, la neutralización se reduce a una reacción entre los iones H+ y OH-característicos respectivamente de ácidos y bases para dar agua:

H+ + OH- H2 O

Si la concentración de base es suficiente,todos los iones H+ procedentes del ácido serán neutralizados por los OH- procedentes de la base. Un exceso de base otorgará a la disolución resultante un carácter básico. Por el contrario,la existencia de iones H+ no neutralizados, debido a un exceso de ácido, dará lugar a que la disolución tenga carácter ácido.

Aun cuando la teoría de Arrhenius tiene esa validez restringida característica de las primeras aproximaciones, constituyó, sin embargo, un adelanto importante en la explicación de los procesos químicos, y a pesar de sus limitaciones, se sigue aún utilizando por su sencillez en aquellas circunstancias en las que la facilidad de comprensión pesa más que el estricto rigor científico.

ContenidoApunte de Equilibrio Químico: Conceptos actuales de ácido-base. Definición de

Brönsted-Lowry. Reacciones ácido-base. Valoraciones de ácido-base. Aplicación de la valoración ácido-base.

LA ACIDEZ Y LA BASICIDADConceptos actuales de ácido-baseLimitaciones de las definiciones de Arrhenius

Las definiciones de ácido y base dadas por Arrhenius tropiezan con algunas dificultades. En primer lugar, el ion H+ en disolución acuosa no puede permanecer aislado; dado el carácter dipolar de la molécula de agua, el ion H+ se unirá, por lo menos, a una de ellas formando el ion hidronio H3 O+ según la reacción:

H2 O + H+ H3 O+

Por ello, cuando se escribe H+(aq),se ha de sobrentender que el ion H+ está hidratado como H3 O+. La formación de unidades moleculares más grandes en las que un ion H+ es rodeado por cuatro moléculas de agua es, asimismo, posible. Se trata de una hidratación que se manifiesta, por ejemplo, en el calentamiento que se produce al disolver en agua ácidos como el sulfúrico o el clorhídrico concentrados. La energía liberada en el proceso de hidratación (solvatación) calienta el sistema.

En segundo lugar, el concepto de base de Arrhenius implica la capacidad de ceder iones OH- a la disolución. Sin embargo, sustancias tales como el amoníaco (NH3 ) se comportan a todos los efectos como bases sin contener en sus moléculas iones OH-. Así, reaccionan con el ácido clorhídrico de una forma semejante a la de los hidróxidos:

HCl + NH3 NH4 + + Cl-

En disolución acuosa conducen la corriente eléctrica y presentan un comportamiento alcalino análogo en todo al característico de los hidróxidos.

En tercer lugar, las definiciones de Arrhenius se refieren únicamente a sustancias en disolución acuosa e ignoran, por tanto, la posibilidad de que existan ácidos y bases en condiciones diferentes. De acuerdo con todo lo anterior, las nociones de ácido y base de Arrhenius, sin ser falsas, poseen una validez limitada. Los conceptos actuales debidos a Brönsted y Lowry amplían dichas nociones y contienen a aquéllas como un caso particular.

Definición de Brönsted-LowryLa disociación de un ácido genérico de fórmula AH en un medio acuoso, lleva consigo la cesión de un H+ a una molécula de agua según una reacción del tipo:

AH + H2 O H3 O+(aq) + A-(aq)

Pero el H+ es un átomo de hidrógeno que ha perdido su electrón; es por tanto un protón, de modo que el ácido ha cedido un protón durante el proceso.

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Razonamientos de este estilo llevaron al químico danés J.N. Brönsted (1879-1947) a proponer la siguiente definición de ácido:

Acido es toda sustancia capaz de ceder uno o más protones a otra molécula.

Al proponer este nuevo concepto de ácido, Brönsted buscaba una definición que se pudiera relacionar con la correspondiente de base, tal y como lo estaban las propiedades químicas de ambos tipos de sustancias. Puesto que un ácido tiene propiedades opuestas a las de una base, la definición de base debería reflejar una propiedad opuesta a la del ácido. Así, de acuerdo con la definición de Brönsted :

Base es una sustancia capaz de aceptar uno o más protones de otra molécula.

El comportamiento del amoníaco (NH3 ) se explica como consecuencia de la siguiente reacción con el agua:

NH3 + H2 O NH4 + (aq) + OH- (aq)

El NH3 ha actuado como base captando un protón de la molécula de H2 O, convirtiéndose en NH4 - y dejando libre, como en el caso de los hidróxidos, grupos OH-:

NaOHH2 O

——— Na+(aq) + OH -(aq)

Estas nuevas definiciones de ácido y de base salvan los inconvenientes de las de Arrhenius, pudiendo ser aplicadas independientemente de cuál sea el medio disolvente en el que tiene lugar el proceso de donación o de aceptación de protones.

Reacciones ácido-baseComo se deduce de sus propias definiciones, los conceptos de Brönsted de ácido y base están relacionados entre sí. Recurriendo a un símil económico puede decirse que en una operación de compra-venta, la existencia de un comprador va ligada necesariamente a la de un vendedor y viceversa; en otras palabras, si alguien compra algo es porque alguien se lo ha vendido. Análogamente sucede en los procesos en los que intervienen ácidos o bases (reacciones ácido-base ) y que implican una transferencia de protones: si una molécula cede un protón a otra, la molécula que lo cede se comporta como ácido y la que lo recibe como base.

El análisis detallado de la reacción del ácido clorhídrico con el agua puede servir de ejemplo:

HCI(aq) + H2 O

ácido

H3 O+(aq) + Cl-(aq)

base

Si el HCI cede un protón al H2 O,de acuerdo con el concepto de Brönsted, ésta actúa como base y aquél como ácido.

Pero tal reacción es reversible, de modo que puede escribirse en la forma:

HCI(aq) + H2 O

ácido

H3 O+(aq) + Cl-(aq)

base

El CI- puede aceptar un protón del H3 O+ y convertirse de nuevo en HCI. Así, pues, considerada la reacción de partida en el sentido inverso, CI- se comporta como base y H3 O+ como ácido. Escrita en forma reversible la reacción del clorhídrico con el agua resulta ser:

HCI(aq) +

ácido 1

H2 O

base 2

H3 O+(aq) +

ácido 2

Cl-(aq)

base 1

Los números iguales indican una relación mutua y definen lo que se llama un par conjugado ácido / base . Ello significa que cuando un ácido cede un protón, se convierte en una especie química capaz de aceptar nuevamente otro protón, es decir, en una base de Brönsted; y viceversa. Tales especies, que difieren tan sólo en un protón (o en un mismo número de protones), constituyen un par conjugado ácido-base.

Los pares conjugados ácido/base se relacionan entre sí mediante los siguientes procesos de transferencia de protones, representados de forma genérica:

HAácido

cesión de protones aceptación de protones

A-

base+ H+

HB+ cesión de protones B + H+

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ácido aceptación de protones base

Independientemente del trabajo de Brönsted,otro químico, el inglés T. M. Lowry (1874-1936) llegó a conclusiones análogas, por lo que estas nuevas definiciones de ácido y de base se conocen como definiciones de Brönsted y Lowry.

Valoraciones de ácido-baseUna disolución ácida puede neutralizarse con otra básica (y viceversa) parcial o totalmente. La neutralización total, que lleva consigo la pérdida de propiedades de ácido o de base por la disolución, se consigue cuando se igualan sus concentraciones de iones H3 O+ y OH-.

Debido a esta circunstancia, será posible determinar la cantidad de ácido (o de base) presente en una disolución desconocida midiendo el volumen de base (o de ácido) de una disolución de concentración conocida o disolución patrón que es necesario añadir para conseguir la neutralización. La utilización de un pH-metro o de un indicador adecuado señalará el momento o punto final de la reacción, que se alcanza cuando el pH de la disolución toma un valor igual a siete. El proceso correspondiente recibe el nombre de análisis volumétrico o valoración ácido-base y es una técnica frecuente en los laboratorios químicos.

Los cálculos químicos para esta reacción de neutralización se efectúan con la ayuda de la ecuación:

V ácido M ácido .n ácido = V base .M base .n base

donde V representa el volumen, M la concentración molar y n el número de protones cedidos (n ácido ) o aceptados (n base ) por cada molécula de ácido o de base respectivamente. Dicha ecuación traduce el hecho de que,para alcanzar el punto final de la reacción, el número total de protones cedidos por el ácido ha de ser igual al número total de protones aceptados por la base. El producto V · M representa, de acuerdo con la definición de molaridad, el número de motes, el cual es proporcional al número de moléculas (1 mol = Namoléculas, siendo Na el número de Avogadro). Luego el producto V · M · n es proporcional en ambos casos al número de protones cedidos por el ácido o aceptados por la base, según la correspondiente ecuación

química, siendo la constante de proporcionalidad la misma para ambos e igual a 1/Na .

En términos prácticos n ácido coincide con el número de átomos de hidrógeno que pierde cada molécula de ácido en la reacción, y si la base es un hidróxido, n base es igual al número de grupos OH- de la base que reacciona con el ácido.

Con el fin de controlar cuidadosamente el volumen de solución patrón empleado en la valoración, se utiliza una bureta que permite medir no sólo la cantidad total de disolución añadida, sino también añadir gota a gota la disolución patrón a la disolución problema. La representación gráfica de la variación del pH con la cantidad de disolución patrón añadida recibe el nombre de curva de valoración. El punto de corte de la gráfica con la línea horizontal de pH = 7 define el punto final de la valoración. En la figura se advierte cómo en el entorno de ese punto la pendiente de la gráfica se hace muy elevada,lo que significa que pequeñas cantidades de disolución producen cambios importantes en el pH. En tal circunstancia la adición de disolución patrón ha de efectuarse gota a gota para no sobrepasar el valor neutro del pH.

Aplicación de la valoración ácido-baseSe desea valorar una disolución de ácido sulfúrico con la ayuda de otra de hidróxido de sodio 0,5 M y un indicador apropiado. Se toman 10 ml de la disolución problema y se depositan, junto con el indicador, en un vaso de precipitados. Con la llave cerrada, se llena la bureta con la solución patrón. A continuación se abre la llave y se hace gotear sobre el vaso. Cuando el descenso del nivel de la bureta indica que se han consumido 20 ml, el indicador, con su cambio característico de color, señala el punto final de la valoración. Calcular la concentración molar de la disolución problema y la cantidad de gramos de H2 SO4 disueltos en la muestra.

La ecuación química de la correspondiente neutralización viene dada por:

2 NaOH + H2 SO4 Na2 SO4 + 2 H2 O

Cuando la disolución patrón ha neutralizado a la disolución problema se cumple la ecuación estequiométrica:

V ácido .M ácido .n ácido = V base .M base .n base

es decir:

10 ml · M ácido · 2 átomos de H/molécula de ácido = 20 ml · 0,5 · 1 grupo OH-/molécula de base

luego, despejando M ácido resulta:

M ácido = 20.0,5.1/10.2 = 0,5 M

El número de gramos contenidos en la muestra será entonces:

0,5 moles/litro · 98,02 g/mol · 10 · 10-³ litros de muestra = 0,49 g

puesto que:

M(H2 SO4 ) = 2 M(H) + M(S) + 4 M(O) = 2 · 1,00 + 32,06 + 4 · 15,99 = 98,02 g/mol

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ContenidoApunte de Equilibrio Químico: Acidez basicidad y equilibrio. El equilibrio ácido-base del agua. El grado de acidez de una disolución. Concepto de pH. Fuerza

de ácidos y bases. Concepto de pk. Aplicación del concepto de pH.LA ACIDEZ Y LA BASICIDAD

Acidez basicidad y equilibrioEl equilibrio ácido-base del aguaLa cesión de protones por un ácido y la aceptación de protones por una base son procesos reversibles. Dado que este tipo de procesos desembocan al cabo de un cierto tiempo en una situación de equilibrio, su estudio puede efectuarse aplicando los conceptos fundamentales del equilibrio químico.

El equilibrio ácido-base más sencillo y fundamental a la vez es el que corresponde a la disociación del agua:

H2 O +

base 1

H2 O

ácido 2

H3 O+

ácido 1

+ OH-

base 2

Esta reacción pone de manifiesto que el agua puede actuar como una base (base 1) ganando protones para convertirse en H3 O+ (ácido 1) y puede actuar como un ácido (ácido 2) perdiendo protones para convertirse en OH- (base 2). Se dice por ello que es una sustancia anfolita .

Como pone de manifiesto la escasa conductividad del agua pura, el equilibrio iónico del agua está considerablemente desplazado hacia la izquierda, lo que significa que, de acuerdo con la ley de acción de masas, su constante de equilibrio K es muy pequeña:

K = [H3 O+].[OH-]/[H2 O] ²

Determinaciones experimentales de dicha constante a 25 °C han arrojado un valor para K igual a 3,2 · 10-18, lo que indica la existencia de una disociación exigua. La concentración de H2 O es,por tanto, prácticamente igual a 1 000 g/litro, o en términos de molaridad:

[1000 g/(18 g/mol)]/litro = 55,5 M

Escribiendo la anterior expresión en la forma:

K [H2 O] ² = [H3 O+] [OH-]

y operando, resulta:

3,2 · 10-18 · (55,5) ² = [H3 O+] [OH-]

10-14 = [H3 O+] [OH-]

que se representa por Kw y se denomina producto iónico del agua .

El grado de acidez de una disolución. Concepto de pHEn el agua pura la presencia de iones H3 O+ y OH- procede únicamente de su disociación iónica, por lo que sus concentraciones respectivas son iguales. Es decir:

La presencia de un ácido en disolución dará lugar a un aumento de la concentración de iones H3 O+, o lo que es lo mismo, el exponente disminuirá en valor absoluto por debajo de siete, alcanzando, por ejemplo, el valor:

[H3 O+] = 10-4 = 1/104 > 1/107 = 10-7

En disoluciones diluidas el producto iónico del agua Kw es constante, por lo que un aumento de [H3 O+] supondrá una disminución de [OH-] y viceversa. Por tanto, la adición de una base aumentará la concentración de iones OH- y disminuirá la de iones H3 O+,de modo que el exponente de la potencia decimal que lo representa aumentará el valor absoluto por encima de siete, por ejemplo:

[H3 O+] = 10-10 = 1/1010 < 1/107 = 10-7

Parece entonces razonable considerar el exponente de la concentración de iones H3 O+ de una disolución como una medida de su grado de acidez.

Se denomina pH de una disolución al valor absoluto del exponente de la concentración de iones H3 O+expresada en la forma de potencia decimal; es decir:

[H3 O+] = 10-pH

Si se recurre a la noción de logaritmo resulta:

pH = -log [H3 O+]

El pH de una disolución es, pues, el logaritmo cambiado de signo de la concentración de iones hidronio.

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En una disolución neutra como el agua pura el pH vale siete; en disoluciones ácidas es menor que siete y en disoluciones básicas es mayor que siete.

Fuerza de ácidos y basesSegún los conceptos de ácido y de base de Brönsted y Lowry la fuerza de un ácido se mide por su tendencia a ceder protones y la de una base por su tendencia a aceptarlos,pero también se puede definir por referencia al equilibrio de disociación en disolución acuosa. Así, para un ácido genérico AH en disolución se produce la reacción reversible:

HA + H2 O A-(aq) + H3 O+(aq)

y la constante Ka de disociación del ácido vendrá dada por:

Ka = [A- ].[H3 O+]/[HA]

que se denomina, también, constante de acidez .

Si el ácido es fuerte, su tendencia a ceder protones desplazará considerablemente el equilibrio hacia la derecha y la disociación será prácticamente total, lo que se reflejará en un valor elevado de Ka .

Análogamente se tendrá para una base genérica B:

B + H2 O BH+(aq) + OH-(aq)

y la constante de disociación de la base o constante de basicidad será, en este caso:

Kb = [BH+ ].[OH- ]/[B]

Cuanto mayor sea Kb más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha y, por tanto, mayor será la fuerza de la base o su capacidad para captar protones y convertirse en BH+.

En general, para una reacción del tipo

ácido 1 + base 2 ácido 2 + base 1

si el ácido 1 es más fuerte que el ácido 2 la reacción estará desplazada hacia la derecha y viceversa. Lo mismo sucederá con la base 2 respecto de la base 1.

Concepto de pkLa descripción del grado de acidez en términos de pH tiene la enorme ventaja de evitar operaciones con potencias decimales de exponentes negativos. Dado que las constantes de equilibrio vienen dadas, por lo general, como potencias de diez, es posible extender la idea recogida en la definición de pH al caso de los valores de K. Así, se define el pK, para una reacción en equilibrio, en la forma:

pK = -log K

En equilibrios ácido-base la constante de equilibrio se denomina constante de acidez o de basicidad y su pK constituye una forma de expresar su valor. Así, por ejemplo, la constante de acidez del ácido acético a 25 °C es Ka = 1,8 · 10-5 y su pK a se calcula,de acuerdo con la definición, como pK a = -log (1,8 · 10-5) = 4,8.

Dado que el valor de la constante de acidez constituye una medida directa de la fuerza de un ácido, su pK a es entonces una medida inversa de dicha fuerza; cuanto mayor es la fuerza de un ácido menor es su pK a . Los ácidos fuertes, como el clorhídrico (HCI) o el sulfúrico (H2 SO4 ),tienen pK a negativos y los débiles, como el acético (CH3 COOH) o el carbónico (H2 CO3 ), pK a positivos.

De la misma manera puede definirse el pK b de una base, cuyo significado es análogo.

Aplicación del concepto de pHEl ácido clorhídrico es un ácido fuerte, por lo que puede considerarse totalmente disociado en disolución acuosa, según la ecuación química:

HCI + H2 O Cl-(aq) + H3 O+(aq)

Se prepara una disolución que contiene 1,823 g de HCI por cada litro de disolución. Calcular la concentración de iones H3 O+ en moles/litro, [H3 O+],y a continuación determinar el pH de la disolución.

De acuerdo con la ecuación química, el número de moles de HCI y de H3 O+ está en relación de 1:1; por tanto, por cada mol de HCI disociado se generará un mol de H3 O+(aq) de disolución. La concentración de H3 O+procedente de la disociación del agua es muy pequeña frente a la que procede del ácido y por ello puede despreciarse. Además, como todo el HCI está prácticamente disociado, la concentración en moles por litro del HCI Inicial coincidirá con [H3 O+],es decir.

[H3 O+] = (1,823 g/l)/(36,46 g/mol) = 0,05 M

ya que

M(HCI) = M(H) + M(CI) = 1,0 + 35,46 = 36,46

Por lo tanto:

pH = -log [H3 O+] = -log 0,05 = 1,3

Contenido

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Apunte de Redox: Reacción redox. Agentes oxidantes. Agentes reductores. Número de oxidación.

OXIDO REDUCCION¿Qué es una reacción redox?Una reacción redox es aquella en la que uno de los compuestos se reduce y el otro se ox ida, de ahí su nombre.

El reactivo que se oxida está perdiendo electrones que luego cogerá el que se reduce. Y el que se reduce está ganado los electrones que el otro ha soltado. Antiguamente lo que se creía era que el que se oxidaba ganaba oxígeno, en realidad esto era bastante cierto, solo que era incompleto, pues el perder electrones el que se oxida se une con el oxígeno para tener los electrones necesarios.

Ej.:

Fe + O2 Fe2O3

2PbO 2Pb + O2

Agentes oxidantesEl oxidante es aquel de los compuestos que forman parte de una reacción redox que es capaz de oxidar a la otra y que a su vez esta es reducida por la otra.

Ej.: Cu Cu ²+ + 2e- (el cobre se oxida y es capaz de soltar electrones)

Ag+ + e- Ag (la plata se reduce y es capaz de coger electrones)

No se puede producir la reacción contraria porque el cobre es muy mal oxidante y la plata muy mala reductora

Son buenos oxidantes: O2 H2 O2 los permanganatos los dicromatos H2SO4

Agentes reductoresEl reductor es aquel de los compuestos que forman parte en la reacción redox capaz de reducir al otro y que a su vez esta es oxidada por la otra.

Son buenos reductores: Los no metales y los metales de izquierda a derecha |Cu, Hg, Ag Au|

Número de oxidaciónEl número de oxidación es la carga real o formal que tiene un átomo en un compuesto.

Carga real: Es la carga que tiene un átomo en un determinado compuesto

Ej.: NaCl Na+ + Cl-

Carga formal: Es la carga que un átomo podría tener en un compuesto pero que no tiene.

Ej.: H2O 2H+1 + O-

Reglas para el número de oxidación

1. Todos los elementos tienen en su estado natural oxidación 0

Ej.: Pb°

2. El oxígeno tiene en sus compuestos oxidación -2 excepto en los peróxidos que tiene -1.

Ej.: H2SO4-2 H2O2

-1

3. El hidrógeno tiene en sus compuestos oxidación +1 excepto en los hidruros metálicos que tiene -1.

Ej.: H2+1SO4

-2

4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1.

Ej.: H-1K+1

5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2.

Ej.: K+1Mn+2O4-2

6. Los halógenos tienen en sus compuestos con los aluros oxidación -1.

Ej.: Na+1Cl-1

7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos.

Ej.: H2+1S+6O4

-2

Si algún átomo se oxida su número de oxidación aumenta. Y si se reduce el número de oxidación disminuye.

Ej.: Ca+2C+4O3-2+2H+1Cl-1 Ca+2Cl2-1+ H2

+1O-2+C+4O2-2

Cu° + 2Ag+NO3- 2Cu+NO3

- + 2Ag°

El cobre se oxida y pierde 2 electrones los cuales toma la plata que se reduce

resumen de quimica viernes

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