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TEMA 1: Conceptos Básicos en Química:
•Objeto de la Química. Materia. Propiedades. Clasificación
•Unidades
• Errores y Cifras Significativas
•Átomos , Elementos, Moléculas, Compuestos, Símbolos, Fórmulas, Tabla Periódica,
Formulación y Nomenclatura
•Pesos (masas) atómicos y moleculares. Mol y Número de Avogadro
• Ecuaciones Químicas y Cálculos Estequiométricos
• Estructura electrónica de los átomos
• Configuraciones electrónicas de los elementos
• Tabla Periódica: su explicación y Propiedades Periódicas
•Propiedades básicas del Enlace Químico: estructuras de Lewis, enlace covalente,
polaridad, enlace iónico, metálico, geometría molecular
Química: Ciencia central
Matemáticas ↔ Física ↔ QUÍMICA↔ Biología ↔ Medicina
Geología
Agronomía
etc.
Medicina
Biología
etc.
Ciencia de Materiales
Energía, Medioambiente, etc. Ingeniería
En esta ciencia estudiamos la materia, sus
propiedades y los cambios que experimenta.
punto de vista macroscópico
(s, l, g)
punto de vista microscópico
(átomos y moléculas)
Objeto de la Química
Propiedades y Cambios en la Materia
• Cambios físicos
Estos son los cambios en la materia que
no modifican la composición de las
sustancias.
Las moléculas mantienen su identidad
Solo cambian las propiedades físicas:
Cambios de estado de agregación (s, l,
g), T, P, V, densidad, índice de
refracción, conductividad eléctrica, etc
• Cambios químicos
Los cambios químicos resultan en nuevas
sustancias: Combustión, oxidación,
descomposición, etc.
Las moléculas se transforman en otras, con
diferentes propiedades químicas:
Inflamabilidad, corrosividad, reactividad con
ácidos.
Pero los cambios químicos suelen provocar
también cambio de propiedades físicas.
Clasificación de la Materia Muestra de Materia
Mezcla Heterogénea Muestra Homogénea
¿Es Uniforme? Sí
Sustancia Pura Mezcla Homogénea(disolución)
¿Separable pormedios Físicos ?
Sí
Elemento (Sólo un tipo de átomos)
Compuesto
¿Se descompone pormedios Químicos ?
Sí
- Moleculares
- Macromoléculas
- No Moleculares
- Iónicos
Clases de Compuestos
No
No
No
(punto de vista
macroscópico)
H2, P4, Na, Fe,…
H2O,
DNA,
SiC,
NaCl
Magnitud Unidad Símbolo
Longitud (L) Metro m
Masa (M) Kilogramo kg
Tiempo (t) Segundo s
Temperatura (T) Kelvin K
Cantidad de sustancia (n) Mol mol
Int. corriente Eléctrica (I) Amperio A
Intensidad de luz (Iv) Candela cd
Factor Prefijo Símbolo Factor Prefijo Símbolo
101 Deca- da 10-1 Deci- d
102 Hecto- h 10-2 Centi- c
103 Kilo- k 10-3 Mili- m
106 Mega- M 10-6 Micro-
109 Giga- G 10-9 Nano- n
1012 Tera- T 10-12 Pico- p
1015 Peta- P 10-15 Femto- f
1018 Exa- E 10-18 Ato- a
Unidades (Sistema Internacional)
Fundamentales
Prefijos y Sufijos
Tabla 1.- Unidades fundamentales del Sistema Internacional (SI). Definiciones enhttp://es.wikipedia.org/wiki/Unidades_b%C3%A1sicas_del_SI
Tabla 2.- Prefijos para unidades múltiplos y submúltiplos de las fundamentales del SI. Más valores en http://es.wikipedia.org/wiki/Prefijos_del_Sistema_Internacional
De longitud el angstrom ( 1 = 10-10 m ).
De masa la unidad de masa atómica ( 1 u = 1.66 10-27 kg ).
De energía el electronvoltio ( 1 eV = 1.602 10-19 J ).
De presión el bar ( 1 bar = 105 Pa) y la atmósfera (1 atm = 101325 Pa ).
De volumen el litro ( 1 L = 1 dm3)
Magnitud Unidad Símbolo Equivalencia
Fuerza Newton N
Presión Pascal Pa
Energia Julio J
Potencia Vatio W
Carga eléctrica Culombio C
Diferencia de
potencial eléctrico
Voltio V
Unidades (Sistema Internacional)
Algunas unidades derivadas
Tabla 3.- Nombres propios de unidades derivadas del SI. Más en http://es.wikipedia.org/wiki/Unidad_derivada_del_SI
Se siguen usando en Química …
Errores y Cifras Significativas
Números exactos e inexactos
1, 2, ..., ½, ¾ Enteros, fracciones
p, e Ctes. Matemáticas
cal 1
J 184.4,
g 1000
kg 1Relaciones de
equivalencia
(por definición)
Ejemplos de
Números
exactos
Al escribir o manipular números
debemos distinguir los números exactos de los inexactos
Errores y Cifras Significativas
¿Qué son números inexactos?
Aquellos que expresan mediciones experimentales
14.2 cm 0.142 m 142 mm
Cifras Significativas
Unidades
Supón que mides la longitud de un boli (con regla milimétrica)
Errores y Cifras Significativas
Cifras Significativas: Dígitos considerados
correctos en una medida
14.2 cm 0.142 m 142 mm 3 cifras
significativas
142.50 mm X ¡Incorrecto!
En el ejemplo anterior:
Independientemente de las unidades
que emplees, la regla de mano no
resuelve las diezmilésimas o
cienmilésimas de metro con lo que un
resultado como 142.50 mm no tiene
sentido.
Errores y Cifras Significativas
Convenio de las Cifras Significativas
14.2 ± 0.1 cm 14.2
± 1
incertidumbre
El convenio de cifras
significativas asume que
la incertidumbre de un
dato experimental
expresado con cifras
significativas es siempre
inferior a una unidad de la
última cifra significativa
Errores y Cifras Significativas
Cálculos con Cifras Significativas
Si comprendes el significado de las cifras significativas
en cualquier problema solo te quedan dos tareas:
a) debes identificarlas y contarlas
b) debes saber operar con ellas
Errores y Cifras Significativas
Cálculos con Cifras Significativas Ejemplo: ¿Cuántas moléculas de H2O hay en un 1 mL exacto
a 100 oC?
mL 1
OH g 958.0 2
Densidad Pesos
Atómicos
Número
de Avogadro
mol 1
10·0221367.6·
g 007.1·2g 00.16
OH mol 1·
23
2
Planteamos el cálculo como una serie de factores de
conversión
1 mL
inexactos exactos
Errores y Cifras Significativas
¿Cómo identificar a los dígitos significativos?
No están sujetos a determinación experimental
Densidad, pesos atómicos y el número de Avogadro
usados en el cálculo son fruto de medidas
experimentales
mol 1
10·0221367.6·
g 007.1·2g 00.16
OH mol 1·
mL 1
OH g 958.0 23
22
1 mL
mol 1
10·0221367.6·
g 007.1·2g 00.16
OH mol 1·
mL 1
OH g 958.0 23
22
Errores y Cifras Significativas
¿Cómo contar a los dígitos significativos?
3
1ª Regla: Los ceros a la
izquierda no cuentan
2ª Regla: Los ceros a la
derecha sí cuentan
(si vienen de un experimento y
no de «correr» el punto decimal)
4
Se aplican dos reglas sencillas para determinar cuántas
cifras significativas posee un número inexacto
1 mL
Errores y Cifras Significativas
¿Cómo contar a los dígitos significativos de NA?
8
Notación científica
El uso de la notación científica es imprescindible para
aplicar el convenio de cifras significativas
602213670000000000000000000000
Si escribiésemos una cifra
como: !No Significativos!
… sería incómodo e incorrecto, pues todos los ceros
señalados son no significativos, corresponden a cifras que
desconocemos
2
3
2
20.958 g H O 1 mol H O· ·
1 mL 16.00 g 2·
6.022136
1.007 g
7·
1 mol
10
1 mL
Errores y Cifras Significativas
¿Cómo operar con los dígitos significativos?
16.00
1.007
1.007
18.014
Adición/Sustracción
La exactitud del output, está limitada por el dato menos exacto
del input
18.01
3ª Regla: El resultado de una adición/ sustracción no
puede tener más dígitos significativos a la derecha del
punto decimal que el término que menos tenga
Resultado con
4 cifras significativas
Errores y Cifras Significativas
¿Cómo operar con los dígitos significativos?
Multiplicación/División
231· · 6.0221360. 7·10 ......
18.01958
3
4 8
4ª Regla: El resultado de una multiplicación/ división
tiene tantas cifras significativas como el factor que
menos tenga
3cifras significativas
La exactitud del output, está limitada por el dato menos exacto
del input
Errores y Cifras Significativas
¿Cómo redondear los resultados numéricos?
0.958*(1/18.01)*6.0221367E+23= 3.203335346E+22
Operando con la calculadora ….
¡ATENCIÓN
Las cifras de la
calculadora
no son
Significativas!
22 2moléculas H O3.20•10
mL
Aplicando Redondeo y
escribiendo unidades
Errores y Cifras Significativas
¿Cómo redondear los resultados numéricos?
2.571..... 2.57
2.577..... 2.58 > 5
2.575..... 2.58
2.565..... 2.56
= 5
!Siempre en
número par!
Último dígito
significativo < 5
Primer dígito NO significativo
Los siguientes ejemplos ilustran cómo redondear un resultado:
Errores y Cifras Significativas
Isótopo Masa isotópica
(uma)
Abun-dancia (%)
54Fe 53.9936 5.82
56Fe 55.9349 91.66
57Fe 56.9354 2.19
58Fe 57.933 0.33
Datos
¿Masa atómica promedio?
Errores y Cifras Significativas
Isótopo Masa isotópica
(uma)
Abun-dancia (%)
54Fe 53.9936 5.82
56Fe 55.9349 91.66
57Fe 56.9354 2.19
58Fe 57.933 0.33
Datos
¿Masa atómica promedio?
53.9396 55.93491
5.82· 91.66· 2 56.9345 57.9.19· 0.33·100
33M Fe
Errores y Cifras Significativas
Isótopo Masa isotópica
(uma)
Abun-dancia (%)
54Fe 53.9936 5.82
56Fe 55.9349 91.66
57Fe 56.9354 2.19
58Fe 57.933 0.33
Datos
¿Masa atómica promedio?
53.9396 55.93491
5.82· 91.66· 2 56.9345 57.9.19· 0.33·100
33M Fe
3.13 51.26 1.25 0.19M Fe
Errores y Cifras Significativas
Isótopo Masa isotópica
(uma)
Abun-dancia (%)
54Fe 53.9936 5.82
56Fe 55.9349 91.66
57Fe 56.9354 2.19
58Fe 57.933 0.33
Datos
¿Masa atómica promedio?
53.9396 55.93491
5.82· 91.66· 2 56.9345 57.9.19· 0.33·100
33M Fe
3.13 51.26 1.25 0.19M Fe
3 4 3 2
Errores y Cifras Significativas
Isótopo Masa isotópica
(uma)
Abun-dancia (%)
54Fe 53.9936 5.82
56Fe 55.9349 91.66
57Fe 56.9354 2.19
58Fe 57.933 0.33
Datos
¿Masa atómica promedio?
53.9396 55.1
5.82· 91.66· 2.9349 56.9345 57.93319· ·0.33·100
M Fe
3.13 51.26 1.25 0.19M Fe 55.85 uma
Átomos, Símbolos, Elementos
núcleo (p. n)
10-4
Å
radio atómicode 1 a 5 Å
eNube de
Estructura Atómica
Símbolo Carga
(C)
Masa (kg) Masa
(uma*)
Carga
Relativa
e (electrón) -1.60·10-19 9.110·10-31 0.0005486 -1
p (protón) +1.60·10-19 1.673·10-27 1.0073 +1
n (neutrón) 0 1.675·10-27 1.0087 0
Identidad Atómica
Z = nº protones
Átomos: son las partículas más pequeñas de materia
que participan en las reacciones químicas.
10-10 m = 1 Å (angstrom)
Los elementos son sustancias formadas
por átomos con el mismo Z.
A cada elemento se le asigna un nombre
y un símbolo (con Z, redundante, como subíndice):
11Na sodio
Moléculas, Fórmulas, Compuestos moleculares
Molécula: agregado estable de átomos, en proporciones fijas,
unidos mediante enlaces químicos (generalmente covalentes).
Cada molécula tiene una conectividad (secuencia de enlaces) y
una forma (geometría molecular: ángulos y distancias de enlace)
definidas
O2 H2O
NO CH4
Los compuestos moleculares son sustancias formadas
por moléculas (¡pero no todos los compuestos son
moleculares!, por ejemplo los compuestos iónicos)
Moléculas y compuestos moleculares se representan por
fórmulas químicas: indican, al menos, el tipo de átomos y
la proporción en la que participan en la molécula
NaCl
Fórmula estructural: añade a la información de la anterior la
conectividad entre los átomos de la molécula.
Moléculas, Fórmulas, Compuestos moleculares
Fórmula empírica: indica solo el tipo de átomos y su
proporción: butano (C2H5)n
Fórmula molecular: indica el tipo y el número exacto de
átomos que forman la molécula. butano C4H10
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA
Sólo trabajo personal y en PA
Documento aparte.
Átomos y Moléculas Pero ¡ojo! ….
no todos los compuestos están constituidos por moléculas
(ejemplo: Compuestos iónicos y Sólidos Covalentes)
•Enlace Covalente
•Enlace Iónico
•Enlace Metálico
Tipos
de Enlace
Moléculas
Sólidos
(No Moleculares)
Macromoléculas
2-102 átomos
~103 átomos
~1023 átomos
•Fuerzas
Intermoleculares
Sólidos
(Moleculares)
~1023 átomos
NaCl
H
O
H
H2O
Un ion monoatómico contiene solamente un átomo.
Na+, Cl-, Ca2+, O2-, Al3+, N3-
Un ion poliatómico ( o ion molecular) contiene más de un átomo.
OH-, CN-, NH4+, NO3
-
Un ION es un átomo o molécula que tiene una carga
eléctrica neta positiva o negativa.
Iones
catión – ion con una carga positiva.
Si un átomo o una molécula pierde uno o más
electrones se convierte en un catión.
anión – ion con una carga negativa.
Si un átomo o una molécula gana uno o más
electrones se convierte en un anión.
Na Z = 11 protones
11 electrones Na+ 11 protones
10 electrones
Cl Z = 17 protones
17 electrones Cl- 17 protones
18 electrones
Iones
Símbolos Atómicos y Tabla Periódica
qXA
Z
Número Másico
A=Z +nº neutrones
Número Atómico
Símbolo (del elemento)
carga
Isótopos: Átomos con un mismo Z y distinto A.
En este ejemplo, sólo hay un elemento (H), pero tiene 3 isótopos
H1
1H2
1 H3
1
hidrógeno deuterio tritio
Símbolo (del átomo)
Símbolos Atómicos y Tabla Periódica
Ejemplo: -232
16S 255
26Fe16p 18e-
16n
26p 24e-
29n
e- p+ n Z A
K 19 20
S2- 16 32
2814Si
29Si
Problema: Rellena la siguiente tabla.
Símbolos Atómicos y Tabla Periódica
Ejemplo: -232
16S 255
26Fe16p 18e-
16n
26p 24e-
29n
e- p+ n Z A
K 19 19 20 19 39
S2- 16 32
2814Si
29Si
Problema: Rellena la siguiente tabla.
Símbolos Atómicos y Tabla Periódica
Ejemplo: -232
16S 255
26Fe16p 18e-
16n
26p 24e-
29n
e- p+ n Z A
K 19 19 20 19 39
S2- 18 16 16 16 32
2814Si
29Si
Problema: Rellena la siguiente tabla.
Símbolos Atómicos y Tabla Periódica
Ejemplo: -232
16S 255
26Fe16p 18e-
16n
26p 24e-
29n
e- p+ n Z A
K 19 19 20 19 39
S2- 18 16 16 16 32
2814Si 14 14 14 14 28
29Si
Problema: Rellena la siguiente tabla.
Símbolos Atómicos y Tabla Periódica
Ejemplo: -232
16S 255
26Fe16p 18e-
16n
26p 24e-
29n
e- p+ n Z A
K 19 19 20 19 39
S2- 18 16 16 16 32
2814Si 14 14 14 14 28
29Si
Problema: Rellena la siguiente tabla.
Símbolos Atómicos y Tabla Periódica
Ejemplo: -232
16S 255
26Fe16p 18e-
16n
26p 24e-
29n
e- p+ n Z A
K 19 19 20 19 39
S2- 18 16 16 16 32
2814Si 14 14 14 14 28
29Si 14 14 15 14 29
Problema: Rellena la siguiente tabla.
Símbolos Atómicos y Tabla Periódica
1
18
1 1 Hidróg
eno
H 1.0079
2
1
Hidrógeno
H
1.0079
Número
Atómico
Nombre
Símbolo
Peso Atómico
13
14
15
16
17
2 Helio
He 4.0026
2 3 Litio
Li 6.941
4 Berilio
Be 9.0122
5 Boro
B 10.811
6 Carbon
o
C 12.011
2
7 Nitróge
no
N 14.006
7
8 Oxígen
o
O 15.999
4
9 Flúor
F 18.998
4
10 Neón
Ne 20.179
3 11 Sodio
Na 22.989
12 Magne
sio
Mg 24.305
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13 Alumini
o
Al 26.981
5
14 Silicio
Si 28.086
15 Fósforo
P 30.973
8
16 Azufre
S 32.064
17 Cloro
Cl 35.453
18 Argón
Ar 39.948
4 19 Potasi
o
K 39.098
20 Calcio
Ca 40.08
21 Escandio
Sc 44.956
22 Titanio
Ti 47.90
23 Vanadio
V 50.942
24 Cromo
Cr 51.996
25 Mangan
eso
Mn 54.938
26 Hierro
Fe 55.847
27 Cobalt
o
Co 58.953
28 Níquel
Ni 58.71
29 Cobre
Cu 63.54
6
30 Cinc
Zn 65.38
31 Galio
Ga 69.723
32 Germa
nio
Ge 72.59
33 Arsénic
o
As 74.922
34 Selenio
Se 78.96
35 Bromo
Br 79.904
36 Kriptón
Kr 83.80
5 37 Rubidi
o
Rb 85.468
38 Estronc
io
Sr 87.62
39 Ytrio
Y 88.905
40 Circonio
Zr 91.22
41 Niobio
Nb 92.906
42 Molibd
eno
Mo 95.94
43 Tecnec
io
Tc (99)
44 Ruteni
o
Ru 101.07
45 Rodio
Rh 102.90
5
46 Paladio
Pd 106.4
47 Plata
Ag 107.8
68
48 Cadmio
Cd 112.40
49 Indio
In 114.82
50 Estaño
Sn 118.69
51 Antimo
nio
Sb 121.75
52 Telurio
Te 127.60
53 Iodo
I 126.90
4
54 Xenón
Xe 131.30
6 55 Cesio
Cs 132.90
5
56 Bario
Ba 137.34
57 * Lantan
o
La 138.91
72 Hafn
io
Hf 178.
49
73 Tantalio
Ta 180.948
74 Wolfra
mio
W 183.85
75 Renio
Re 186.2
76 Osmio
Os 190.2
77 Iridio
Ir 192.2
78 Platino
Pt 195.09
79 Oro
Au 196.9
67
80 Mercurio
Hg 200.59
81 Talio
Tl 204.37
82 Plomo
Pb 207.19
83 Bismut
o
Bi 208.98
0
84 Polonio
Po (209)
85 Astato
At (210)
86 Radón
Rn (222)
7 87 Franci
o
Fr (223)
88 Radio
Ra (226)
89 ** Actinio
Ac (227)
104 Rutherf
odio
Rf (261
)
105 Hahnio
Ha (262)
105 Seabor
gio
Sg (263)
107 Nielsbo
rio
Ns (261)
108 Hassio
Hs (265)
109 Meitne
rio
Mt (266)
110 111 112
Grupos: Columnas
Props Qcas semejantes
Periodos: Filas
Variación gradual de
propiedades Qcas y
Físicas
Metales
de transición
¿Cuántos elementos hay? ¿Cuáles son símbolos?
¿Cómo se organizan?
Masas Atómicas y Moleculares
¿Cuánto pesa un átomo?
Como son tan ligeros, se emplea una escala relativa a la
unidad de masa atómica:
12 27
6
11 uma masa de 1 átomo de C 1.66054·10 kg
12
-
Y mediante espectroscopia de masas se miden las masas y abundancias
de los isótopos, por ejemplo:
(punto de vista microscópico)
Isótopo de 47Ag m (en uma) x (en %)
107 Ag 106.905093 51.839
109 Ag 108.904756 48.161
Vaporización
de la muestra
Calor 1 B T
v
2 2
2ze V
m B r
Ionización Aceleración
iónica
Analizador
magnético
Detector
de iones
en función de ze/m
C+
Espectro de masas
e-
0-300 V
+
+ +
+ +
+ +
V=20 kV Cátodo
¿Qué es la espectrometría de masas?
Masas Atómicas y Moleculares
¿Cuánto pesa un elemento? La masa ( o peso) atómica que viene en el Sistema Periódico es en realidad
la del elemento: es un promedio de masas isotópicas ponderado según la
abundancia natural de cada isótopo.
(punto de vista microscópico)
Ejemplo: calcula la masa atomica de la plata a partir de los datos de
espectrometría de masas y compara con el valor que aparece en la TP.
Isótopo de 47Ag m (en uma) x (en %)
107 Ag 106.905093 51.839
109 Ag 108.904756 48.161
Enlace a Tabla Periódica
Masas Atómicas y Moleculares
¿Cuánto pesa una molécula?
Como las moléculas tienen un número de átomos definido…
la masa (o peso) molecular es la suma de masas atómicas que figuran
en la tabla periódica:
m(CO2) = m(C) + 2 m(O) =
= 12.011 uma + 2·15.999 uma = 44.010 uma
(punto de vista microscópico)
Ejemplo:
Masas Atómicas y Moleculares
¿Qué es 1 mol?
(punto de vista macroscópico)
1 mol de cualquier sustancia (por ejemplo agua) =
una cantidad macroscópica de sustancia que contiene
un Número de Avogadro ( NA = 6.0221367·1023 mol-1) de partículas
constituyentes (moléculas de H2O)
¿Qué se entiende por cantidad de sustancia, n?
Se trata de una magnitud fundamental, definida como el número de
partículas (átomos o moléculas, a especificar) que componen una
muestra macroscópica de sustancia, pero expresadas en la unidad
mol.
(Antaño se decía que n es “el número de moles” de un muestra
material)
Masas Atómicas y Moleculares
¿Cuánto pesa 1 mol de sustancia?
La masa de 1 mol (Masa Molar, M ) de sustancia es una cantidad en g
que coincide numéricamente con la masa atómica o molecular (m) en
uma.
(Rigurosamente M tiene unidades de g/mol )
Ca O2 H2SO4
Masa de una
molécula (m)
(en uma)
40.1 uma 32.0 uma 98.1 uma
(punto de vista macroscópico)
Ejemplo:
Masas Atómicas y Moleculares
¿Cuánto pesa 1 mol de sustancia?
La masa de 1 mol (Masa Molar, M ) de sustancia es una cantidad en g
que coincide numéricamente con la masa atómica o molecular (m) en
uma.
(Rigurosamente M tiene unidades de g/mol )
Ca O2 H2SO4
Masa de una
molécula (m)
(en uma)
40.1 uma 32.0 uma 98.1 uma
Masa del mol
(M)
(en gramos)
40.1 g 32.0 g 98.1 g
(punto de vista macroscópico)
Ejemplo:
Masas Atómicas y Moleculares
¿Cuánto pesa 1 mol de sustancia?
La masa de 1 mol (Masa Molar, M ) de sustancia es una cantidad en g
que coincide numéricamente con la masa atómica o molecular (m) en
uma.
(Rigurosamente M tiene unidades de g/mol )
Ca O2 H2SO4
Masa de una
molécula (m)
(en uma)
40.1 uma 32.0 uma 98.1 uma
Masa del mol
(M)
(en gramos)
40.1 g 32.0 g 98.1 g
1 mol
contiene …
6.022 1023
átomos
6.022 1023
moléculas
6.022 1023
moléculas
(punto de vista macroscópico)
¡Reflexiona!
Ejemplo:
(Equivalencia Macroscópica-Molecular)
1 mol de X 6.022·1023 partículas de X M g de X
Masas Atómicas y Moleculares
(1) la técnica de factores de conversión
En la práctica, para resolver problemas que requieran
conectar cantidades micro (N, número de partículas ) y
macroscópicas (w masa, n cantidad de sustancia) puedes
usar cualquiera de estas alternativas …
(2) Fórmulas como:
(Equivalencia Macroscópica-Molecular)
Masas Atómicas y Moleculares
Calcula el número de moléculas de H2O que hay en un 1 mL exacto de
agua líquida a 100ºC cuya densidad es 0.958 g/mL:
Ejemplo (en apuntes):
alternativa con fórmulas:
w = volumen x densidad = 1 mL x 0.958 g/mL = 0.958 g
mol 1
10·0221367.6·
g 007.1·2g 00.16
OH mol 1·
mL 1
OH g 958.0 23
22
1 mL
Ejemplo: Supón que la gasolina fuese octano puro, C8H18, siendo su
densidad 0.692 g/mL. ¿Qué masa de C tendríamos en 1 L de gasolina?
3
8 18 8 18
8 18 8 18
10 mL 0.692 g C H 1 mol C H 12.01g C1 L · · · · · 587g C
1 L 1 mL 112 g C H 1 mol
8 mol C
1 mo C Cl H
Problema: Calcular el % en peso de cada uno de los elementos que
constituyen la hormona tiroxina, cuya fórmula es C15H11N O4I4.
Comprobación:
Problema: Mediante análisis elemental se encontró que un compuesto
orgánico contiene C, H, N y O como únicos elementos. Una muestra de
1.279 g del compuesto se quemó por completo y se obtuvieron 1.60 g de
dióxido de carbono y 0.77 g de agua. Por separado se pesaron 1.625 g del
compuesto y se comprobó que contenían 0.216 de nitrógeno. ¿Cuál es la
fórmula empírica del compuesto?
Ecuaciones Químicas
Las ecuaciones químicas :
“A + B +…→ P + Q + …”
son las frases de la Química
CH4 + O2 CO2 + H2O
Reactivos Productos Ley de conservación de la materia
Coeficientes estequiométricos
2 2
Una reacción química implica cambios en la estructura
molecular: se rompen y/o forman enlaces químicos
¡la proporción que expresan los
coeficientes estequiométricos
NUNCA es en gramos!
Ecuaciones Químicas
Ajuste de ecuaciones
C8H18 + O2 → CO2 + H2O
Ejemplo: Ajustar la reacción de combustión del octano
(C8H18) en el aire. (Ayuda: ajustar a ojo dejando el elemento para el final)
Problema: Ajustar las siguientes reacciones:
a) C6H14 + O2 → CO2 + H2O
Solución: C8H18 + 25/2 O2 → 8 CO2 + 9 H2O o
cualquiera de sus proporciones
(KClO3 → 3/4KClO4 + 1/4KCl)
(C6H14 + 19/2O2 → 6CO2 + 7H2O)
b) Al + HCl → AlCl3 + H2
( 2/3 Al + 2HCl → 2/3AlCl3 + H2)
c) KClO3 → KClO4 + KCl
Ecuaciones Químicas
Cálculos estequiométricos
Ejemplo (en apuntes):
¿cuántos L de oxígeno medidos en condiciones normales (0ºC, 1 atm)
(1 mol de gas en cn ≡ 22.4 L) son necesarios para quemar 35 kg de octano?
Coeficientes
Estequiométricos
Peso
Molecular
Solución: C8H18 + 25/2 O2 → 8 CO2 + 9 H2O
¡No, 2 cs!
Ecuaciones Químicas
Cálculos estequiométricos
Ejemplo (en apuntes): En los vehículos espaciales se utiliza hidróxido de litio sólido para eliminar
el dióxido de carbono exhalado. El hidróxido de litio reacciona con el dióxido
de carbono gaseoso formando carbonato de litio sólido y agua líquida.
¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se pueden eliminar por cada 1 g de
hidróxido de litio?
Li(OH) = 23,95 g/mol ; CO2= 44.01 g/mol Solución:
2 Li(OH)(s) + CO2(g) → Li2CO3(s) + H2O(l)
2
2
22 919.01
01.44
)(2
1
)(95,23
)(1)(1 COg
COmol
COg
OHLimol
COmol
OHLig
OHLimolOHLig
Ecuaciones Químicas
Determinación del reactivo limitante y
del (los) reactivos en exceso
¿Cuántos g de CO2 se pueden formar en una mezcla de 1.93 g de C2H4 y
3.75 g de O2?
Ejemplo (en apuntes):
C2H4 + 3 O2 2 CO2 + 2 H2O 1) Ecuación Qca
2) ¿Quién es el reactivo limitante?
3) Cálculo de la masa de CO2 ¡OJO: A partir del RL!
Reac. Limitante
3.75 g reales ¡Hay alternativas de cálculo de RL!
Problema Se mezclan 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2¿ Cuántos gramos
de urea [(NH2)2CO] se formarán si el otro producto de la reacción
es el agua?.
La ecuación correspondiente:
2 NH3(g) + CO2(g) →(NH2)2CO(ac) + H2O(l)
32.637 NHg
3
3
17
1
NHg
NHmolx
3
22
2
1
NHmol
CONHmolx
CONHmol
CONHgx
22
22
1
60
CONHg22
1124
Calculamos la cantidad máxima que se puede obtener con:
a) Con todo el amoniaco disponible:
b) Con todo el dióxido de carbono disponible:
21142 COg
2
2
44
1
COg
COmolx
2
22
1
1
COmol
CONHmolx
CONHmol
CONHgx
22
22
1
60
CONHg22
1558
NH3= 17g/mol; (NH2)2CO= 60g/mol; CO2= 44g/mol
Ecuaciones Químicas Determinación del reactivo limitante y
del (los) reactivos en exceso
La cantidad menor identifica el RL: NH3
Rendimiento de una reacción Ejemplo: La reacción de 6.8 g de H2S con exceso de SO2, produce
8.2 g de S y también agua. ¿Cuál es el rendimiento?
a) La ecuación ajustada:
2 H2S + SO2 → 3S + 2 H2O
b) La estequiometría nos permite calcular la cantidad máxima de S a
partir de los 6.8 g de H2S iniciales:
SgSmol
Sg
SHmol
Smol
SHg
SHmolSHg 6.9
1
32
2
3
34
18.6
22
2
2
c) Calculamos el rendimiento de la reacción:
%4.85100teóricos6.9
reales2.8
Sg
Sg
Ecuaciones Químicas
Problema: La masa real de SbCl3 que resulta de la reacción entre 3.00 g de
antimonio (Sb4) y 2.00 g de cloro (Cl2) es de 3.50 g. ¿Cuál es el
rendimiento?
a) La ecuación ajustada:
Sb4 + 6 Cl2 → 4 SbCl3 b) La estequiometría nos permite calcular la cantidad máxima de SbCl3
a partir del reactivo limitante:
Reactivo limitante: Cl2 Peso teórico: 4.29 g SbCl3
Sb4= 487.2 g/mol ; Cl2= 70.9 g/mol ; SbCl3= 228.2 g/mol
Rendimiento de una reacción
Ecuaciones Químicas
c) Calculamos el rendimiento de la reacción:
%6.81100teóricos29.4
reales50.3
3
3 SbClg
SbClg
La menor
cantidad de
producto
identifica al
RL
A + B +… Producto
Combinación Varias sustancias se combinan en un único producto
Reactivo M + N + …
Descomposición Una única especie se descompone en otras
A-C + B-D
Desplazamiento
A-B + C-D
Una especie química o fragmento sustituye a otro en
un compuesto molecular
Tipos de reacciones
Ecuaciones Químicas
PCl3 + Cl2 → PCl5
TiCl4 + H2O → Ti(OH)4 + HCl
KCl + O2 → KClO3
CaCO3 → CaO + CO2
Ejemplo: Ajusta y clasifica las siguientes ecuaciones químicas
El tricloruro de fósforo se combina con
cloro para dar pentacloruro de fósforo
4 4
El agua desplaza
al cloruro en el
tetracloruro de
titanio para dar
tetrahidróxido de
titanio y cloruro de
hidrógeno
Combinación
Desplazamiento
Combinación
Descomposición
El carbonato de calcio se
descompone en óxido de
calcio y dióxido de carbono
El cloruro de potasio se
combina con oxígeno para dar
trioxoclorato de potasio
Átomos y su Estructura Electrónica
¿Cómo se describe la organización de los e- dentro de un
átomo cualquiera?
2 2 2 2 2
2 2 22i i i
e
Ze K
x y z r
- -
La Mecánica Cuántica, joya del pensamiento científico, provee postulados,
conceptos y procedimientos matemáticos que describen con asombrosa exactitud
los fenómenos atómicos.
Átomo de H: 1 e-,
solución exacta
Cualquier átomo: Z e-,
solución aproximada
Para ella, un átomo (o una molécula) equivale (¿es?) a un Hamiltoniano (un
operador) y toda la información que se puede predecir del átomo (vg, su energía)
se obtiene resolviendo su ecuación de Schrödinger:
Átomos y su Estructura Electrónica
Orbital o función de onda: soluciones de la ecuación
dependientes (paramétricamente) de 3 números cuánticos, (n,l y ml)
impuestos por las condiciones de contorno de la ecuación diferencial
¿Cómo se interpretan? Desde los postulados de Born
(interpretación de Copenhague) el cuadrado de la función de onda |nlm|2
es la densidad de probabilidad de encontrar el electrón asociado a ese
orbital en el entorno del punto (r). (mentes inquietas: ver Petrucci)
Distribución de la probabilidad para el electrón del
átomo de H en su estado de mínima energía: para el
valor más bajo, n = 1, l = 0, m = 0
Átomos y su Estructura Electrónica ¿Cuántos orbitales hay? Infinitos, pero definidos por los valores
permitidos de los números cuánticos.
Átomos y su Estructura Electrónica http://web.uniovi.es/qcg/harmonics/harmonics.html
m=0
m=1 m=-1
m=-2
m=-3
m=2
m=3
s
p
d
f
l = 0 (s orbitals)
¿ y tamaño?
A mayor n,
mayor tamaño
Armónicos
Esféricos
¿Qué forma y
orientación tienen los
orbitales?
¡El núcleo está
en (0,0,0)!
Átomos y su Estructura Electrónica
Átomos polielectrónicos
1s
2s
2p
3s
i
3p
3d4s
4p
función de y i n l
¿Qué energías tienen los orbitales (y los e- en ellos)?
1s
2s 2p
3s
i3p 3d
n=1
n=2
n=3
4
2 2
0
1
8
1, 2, 3, ...
ei n
m eE
h n
n
-
Niveles de energía
del átomo de H
Átomos hidrogenoides
Capas
Subcapas
Volver
Átomos y su Estructura Electrónica
¿Está TODA la información obtenible de un electrón
contenida en el orbital (nlm) asociado?
NO. Para explicar el comportamiento total de cada electrón ha
sido necesario introducir (Dirac, Stern y Gerlach, Ülenbeck y
Goudsmith) un cuarto número cuántico, de spin, con dos
posibles valores:
ms = +1/2 o ms = -1/2
Configuraciones electrónicas Una configuración electrónica de un átomo
es el conjunto de orbitales ocupados por sus electrones
Principio de exclusión de Pauli. En un
orbital atómico solo caben, como mucho,
dos electrones, con sus espines
opuestos.
Implica que en subcapa s caben 2 e-, en p 6
en d 10, etc
Principio de Mínima Energía. Para describir
el Estado Fundamental del átomo, los
electrones llenan primero los orbitales de
menor energía.
Reglas de Aufbau (construcción):
Enlace a Diagrama Orbital
Elemento Nº de p
y e (Z)
H 1
He 2
Li 3
Be 4
B 5
C 6
N 7
O 8
F 9
Diagrama Orbital
Regla de
Hund:
Se distribuyen
primero los
electrones con
espín paralelo
Configuración
1s1
1s2
1s2 2s1
1s2 2s2
1s2 2s22p1
1s2 2s2 2p2
1s2 2s2 2p3
1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p5
Configuraciones electrónicas
Nº de e
de
valencia
1
2
1
2
3
4
5
6
7
Notación
de Lewis
capa de valencia (n más alto)
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Configuraciones electrónicas Elementoº Nº de e
de
valencia
Notación
de Lewis
H 1
He 2
Li 1
Be 2
B 3
C 4
N 5
O 6
F 7
¡ El número de electrones
situados en la capa de valencia
(n más alto) determina las
propiedades químicas de los
elementos !
La notación de Lewis muestra
solo los e- de valencia
Elemento Z Nº de
e
Configuración
electrónica
Nº de e de
Valencia
Notación
de Lewis
Si 14 1s2 2s2 2p6
S 16 1s2 2s2 2p6
Ar 18 1s2 2s2 2p6
Mg+2 12 1s2
Configuraciones electrónicas
Ejemplo: Escribe la configuración electrónica de
Na y Na+ (Z = 11) y de Cl y Cl- (Z=17) y la notación Lewis.
Problema. Completa la tabla (Ayuda: solo necesitas Z y el orden de llenado)
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Na = Cl =
Na+ = Cl- = Na+
Tabla Periódica de los Elementos
¿Y para qué sirve
todo este
modelo de Lewis con
e- de valencia
representando a los
átomos?
(1) Para explicar el Sistema
Periódico y las pautas de
variación de propiedades
como el radio atómico o la
energía de ionización.
(2) Para explicar de modo
simple el enlace covalente
(compartición de e- de
valencia) o el iónico (pérdida
y ganancia de e-).
Tabla Periódica de los Elementos Regularidades a lo largo de una columna del SP
Los elementos en un grupo o columna tienen el mismo número de e- de
valencia y mismo tipo de configuración electrónica, sólo que con n mayor
según se desciende. Por ejemplo, todos los alcalinos son [X]ns1, los
alcalinoterréos [X]ns2, la familia del B [X]ns2np1, … hasta los gases
nobles [X] ns2np6.
Los metales de transición son de la forma: [X] ns2(n-1)dx
ns1
ns2 ns2np1
ns2np6
n=1
n=2
n=3
n=4
ns2(n-1)px ns2(n-1)dx
Tabla Periódica de los Elementos
A lo largo de un período o fila se va completando la capa más externa (n más
alto): en el primer periodo se completa la capa n=1, en el segundo la capa
n=2, etc
Regularidades a lo largo de una fila del SP
Se va llenando ns
(caben 2e-) y
habrá 2 elementos
Se va llenando np
(caben 6e-) y
habrá 6 elementos n=1
n=2
n=3
n=4
Se va llenando (n-1)d
(caben 10e-) y habrá 10
elementos
Nº de
elementos
en el período
2 8
8
18 18
Tabla Periódica de los Elementos
Ejemplo: conocida la posición (fila y columna) de cualquier
elemento en el SP, es inmediato escribir su CE:
¿ Fe ?
n = 4
Columna 8
[Ar] 4s23d6
Propiedades Periódicas Efecto de recorrer un período: Al pasar del átomo Z al siguiente se aumenta en 1 los p en el
núcleo lo que aumenta la atracción hacia los e- (también
aumenta en 1 el número de e-, pero este efecto es menor).
Aumento de la atracción
Efecto de recorrer un grupo: Al descender en un grupo los e- de valencia están más lejos del núcleo (por estar
en orbitales de mayor n) y sienten menos atracción.
Menos a
tracció
n
Técnicamente, los e- internos apantallan (cancelan carga del
núcleo) a los e- de valencia, que sienten una carga nuclear
efectiva aproximada de Zef Z - (nº e- internos)
Propiedades Periódicas
¿Cómo varía el tamaño de los átomos?
El Radio atómico (covalente) se
obtiene tras medir la distancia
de enlace entre átomos iguales
(en una molécula) y dividir por 2. En una
columna
R aumenta al
descender
En un período
R decrece hacia la
derecha
Mentes inquietas: ¿qué forma tienen los átomos?
Ejemplo de 'cuencas' atómicas de un cristal de peruskita
KCaF3 En marrón los átomos de Calcio, en verde los Fluor
y en rojo los Potasio Atoms in Molecules: A Quantum Theory by Richard Bader
Propiedades Periódicas ¿Cuánto “cuesta” arrancar 1 e- para formar un catión?
La energía de ionización (EI1 o I1) de un átomo es la energía mínima
necesaria para (a) arrancar el e- más externo, (b) de un átomo
gaseoso, (c) en su estado fundamental
Na(g)→Na+(g)+e− , I1 =496 kJ /mol
En una columna
I1 decrece al
descender
En un período
I1 crece hacia la derecha
Propiedades Periódicas ¿Qué es la Afinidad Electrónica? La afinidad electrónica (AE1 o E1) de un átomo es el cambio de
energía que se produce cuando un átomo en estado gaseoso y
fundamental capta un electrón, en un proceso como el siguiente:
( ) ( )X g e X g- -
( ) ( )Cl g e Cl g- - 1 349 /E kJ mol -
El signo de la afinidad electrónica suele ser negativo lo que indica, según el
convenio de signos termodinámico, que se trata de energía desprendida
(proceso exotérmico).
En un período
I1 crece (en valor absoluto)
hacia la derecha
Propiedades Periódicas
La electronegatiividad, EN o , de un átomo A es un índice numérico
que refleja su capacidad para atraer los electrones de un enlace.
En una columna
la
EN decrece al
descender
En un período la
EN crece hacia la
derecha
¿Qué es la Electronegatividad de un átomo?
Propiedades Periódicas
1
18
1 1 Hidróg
eno
H 1.0079
2
13
14
15
16
17
2 Helio
He 4.0026
2 3 Litio
Li 6.941
4 Berilio
Be 9.012
2
5 Boro
B 10.811
6 Carbono
C 12.0112
7 Nitróg
eno
N 14.006
7
8 Oxígen
o
O 15.999
4
9 Flúor
F 18.998
4
10 Neón
Ne 20.179
3 11 Sodio
Na 22.989
12 Magn
esio
Mg 24.30
5
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13 Alumin
io
Al 26.981
5
14 Silicio
Si 28.086
15 Fósfor
o
P 30.973
8
16 Azufre
S 32.064
17 Cloro
Cl 35.453
18 Argón
Ar 39.948
4 19 Potasi
o
K 39.098
20 Calcio
Ca 40.08
21 Escandio
Sc 44.956
22 Titanio
Ti 47.90
23 Vanadio
V 50.942
24 Cromo
Cr 51.996
25 Mangan
eso
Mn 54.938
26 Hierro
Fe 55.84
7
27 Cobalt
o
Co 58.953
28 Níquel
Ni 58.71
29 Cobre
Cu 63.546
30 Cinc
Zn 65.38
31 Galio
Ga 69.723
32 Germanio
Ge 72.59
33 Arséni
co
As 74.922
34 Seleni
o
Se 78.96
35 Bromo
Br 79.904
36 Kriptón
Kr 83.80
5 37 Rubidi
o
Rb 85.468
38 Estron
cio
Sr 87.62
39 Ytrio
Y 88.905
40 Circonio
Zr 91.22
41 Niobio
Nb 92.906
42 Molibd
eno
Mo 95.94
43 Tecne
cio
Tc (99)
44 Ruteni
o
Ru 101.0
7
45 Rodio
Rh 102.90
5
46 Paladio
Pd 106.4
47 Plata
Ag 107.86
8
48 Cadmi
o
Cd 112.40
49 Indio
In 114.82
50 Estaño
Sn 118.69
51 Antimo
nio
Sb 121.75
52 Telurio
Te 127.60
53 Iodo
I 126.90
4
54 Xenón
Xe 131.30
6 55 Cesio
Cs 132.90
5
56 Bario
Ba 137.3
4
57 * Lantan
o
La 138.91
72 Haf
nio
Hf 178.
49
73 Tantalio
Ta 180.948
74 Wolfra
mio
W 183.85
75 Renio
Re 186.2
76 Osmio
Os 190.2
77 Iridio
Ir 192.2
78 Platino
Pt 195.09
79 Oro
Au 196.96
7
80 Mercur
io
Hg 200.59
81 Talio
Tl 204.37
82 Plomo
Pb 207.19
83 Bismut
o
Bi 208.98
0
84 Poloni
o
Po (209)
85 Astato
At (210)
86 Radón
Rn (222)
7 87 Franci
o
Fr (223)
88 Radio
Ra (226)
89 ** Actinio
Ac (227)
10
4 Ruthe
rfodio
Rf (26
1)
105 Hahnio
Ha (262)
105 Seabo
rgio
Sg (263)
107 Nielsb
orio
Ns (261)
108 Hassi
o
Hs (265)
109 Meitne
rio
Mt (266)
110 111 112
Metales
de transición
Prefieren ceder
electrones
Prefieren ganar
electrones
Carácter metálico: tendencia a ceder e-
En un período el
CM decrece hacia la
derecha
En un grupo el
CM crece hacia
abajo
Problema: Ordena los siguientes elementos de mayor a menor tamaño
a) Na, K, Rb b) Sr, In, Rb c) Cl, Ar, K d) Sr, Ca, Rb
Propiedades Periódicas
a) Como los R
aumentan
hacia abajo:
Rb > K > Na
b) Rb > Sr > In
c) K > Cl > Ar
d) Rb > Sr > Ca
Problema: Ordena los siguientes elementos de menor a mayor
energía de ionización
a) Ar, Ne, Rn b) At, Bi, Po c) Be, Na, Mg d) Cl, K, Ar
Propiedades Periódicas
c) Al aplicar las reglas
de I1: Na < Mg < Be
a) Rn, Ar,Ne
b) Bi, Po, At
d) K, Cl, Ar
Enlace Químico
¿Y para qué sirve
todo este
modelo de Lewis con
e- de valencia
representando a los
átomos?
(1) Para explicar el Sistema
Periódico y las pautas de
variación de propiedades
como el radio atómico o la
energía de ionización.
(2) Para explicar de modo
simple el enlace covalente
(compartición de e- de
valencia) o el iónico (pérdida
y ganancia de e-).
Hay tres tipos de enlaces químicos
•Enlace iónico (fuerzas electrostáticas que mantienen
unidos los iones, e.g. NaCl). Se forma entre M (metal) + NM
(no metal). Los e- se transfieren. Fuerzas multidireccionales.
Enlace Químico
•Enlace covalente (los átomos comparten electrones, e.g.
Cl2). Se forma entre NM + NM. Los e- se comparten y
localizan. Enlace direccional entre los núcleos
•Enlace metálico (los núcleos metálicos se mantienen
unidos por un mar de electrones, e.g. Na). Se forma
entre M + M. Los e- se transfieren al mar, comparten y
deslocalizan. Enlace no direccional.
Los tres modelos de Enlace Químico
muchos
átomos
Enlace Covalente
muchos
átomos
muchos
iones
Enlace Iónico
mar de
electrones
muchos
átomos
Enlace Metálico
Enlace Iónico Enlace iónico:
Se forma entre M (metal) + NM (no metal),
elementos con gran diferencia de EN, ej
Na y Cl
(1) Los e- se transfieren del M al NM y se
forman iones con estructura gas noble:
(2) Fuerzas electrostáticas multidireccionales
mantienen unidos los iones generalmente como
sólidos cristalinos en amplios rangos de T y P
Enlace Metálico
Enlace metálico
Se forma entre M + M, poco EN, ej Na(s)
Los e- de valencia se transfieren a un “mar” ,se comparten y
deslocalizan.
Los iones (cores) metálicos
(Na +)se mantienen unidos por
el mar de electrones.
Enlace no direccional.
Esto explica cualitativamente las altas conductividades electrónica y
térmica y la ductilidad y maleabilidad de los metales.
Energía
0
Distancia Internuclear
0.74 Ådistancia de enlace
-435 kJ/molenergía de enlace
HH
H H
Enlace Químico en Moléculas Covalentes
Enlace Químico en Moléculas Covalentes Hipótesis del Octete: Los átomos forman
enlaces covalentes COMPARTIENDO e- hasta
llenar su capa de valencia con 8 e- (octete) o 2
si es H. Esto genera una configuración muy
estable (tipo gas noble)
Modelo de Lewis:
Predice la estructura
electrónica de las
moléculas covalentes
H H H HEstructurade Lewis
Ej 1:
Ej 2: Molécula de Cl2
par de e-
compartido (PC)
par de e-
solitario (PS)
Aquí sólo hay 7 e-
de valencia
Aquí hay 8 e- de
valencia
Ej 3: Molécula de N2
Se necesita un triple
enlace para que cada N
alcance el octeto
Nº Regla Ejemplo
1a Escribir la secuencia de enlaces en la
molécula.
2ª Obtener el número total de electrones
de valencia (tener en cuenta la carga q
si se trata de un ion)
3ª Asignar 2 e a cada enlace covalente
4ª Distribuir el resto de e- de modo que
se cumpla la regla del octeto (los
últimos e se asignan al átomo central)
El H sólo acomoda 2 e-.
5ª Si no hay suficientes electrones de
valencia, intercambiar algunos enlaces
sencillos por enlaces múltiples.
Reglas
de Lewis Una manera
sistemática de
representar el
enlace en las
moléculas.
Ejemplo con
CFCl3
CFCl3 C
F
Cl Cl
Cl
C 4 e valencia
Cl 7 e
F 7 e
3 x
32 e total
C
F
Cl Cl
Cl
22
22
8 e de enlace
C
F
Cl Cl
Cl
24 e no enlazantes
O O
12 e total
4 e doble enlace
8 e no enlazantes
O2 H2O HF NH3
oxígeno agua fluoruro de
hidrógeno
amoniaco
Problema: Aplica las reglas para comprobar las fórmulas
de Lewis de los siguientes compuestos
Reglas
de Lewis
HO
H
Reglas
de Lewis
Problema (en apuntes): Aplica las reglas para comprobar
las fórmulas de Lewis de los siguientes compuestos
Cl2 N2 OH- H2O
cloro nitrógeno hidróxido agua
Cl Cl N N O HH
OH
Reglas
de Lewis
Problema (en apuntes): Aplica las reglas para comprobar
las fórmulas de Lewis de los siguientes compuestos
CO C2H6 C2H4 C2H2
monóxido
de carbono
etano etileno acetileno
C OH
C
H
C
H
H
HH C C
H
H
H
H
Geometría Molecular
Geometría o forma de la
molécula de CCl4:
Aunque los átomos
están en contacto (abajo),
el sistema de bolas y
varillas (centro)
permite resaltar los parámetros
ángulo y distancia de enlace
(esta define la direccionalidad del
enlace)
La geometría es la
correspondiente al poliedro
Tetraedro (arriba)
Geometría Molecular
F
FB
F
120o
lineal angular plano trigonal pirámide
trigonal
Ej.: CO2, N2, C2H2 Ej.: SO2, H2O, O3 Ej; BF3, SO3 NH3
tetraédrica plano cuadrada bipirámide
trigonal
octaédrica
Ej.: CH4, CF2Cl2 PtCl4 PF5 SF6
O C O
180o
O
S
O
100o
HH
N
H
107o
Cl
Cl Pt Cl
Cl
90o
F
F
FP
F
F
120o
90o
FF
F
S
F
FF
90o
90o
OBJETIVO: Conocer y Explicar alguna Forma Molecular ABn
Geometría Molecular
Modelo de repulsión de
pares de e- de valencia:
si se conoce la estructura
de Lewis, se puede
predecir la forma
(Gillespie)
Predicción de formas moleculares ABn
1. Fórmula de Lewis número de
grupos electrónicos (enlazantes +
solitarios) alrededor del átomo
central A.
2. ABn adopta la forma que minimiza
la repulsión entre grupos
electrónicos
3. Etiquetar la geometría resultante
ignorando los pares solitarios.
Esencia del modelo
Geometría Molecular
Fórmula de
Lewis
Grupos
de e-
Disposición
de mínima repulsión
Ángulo
de
Enlace
Geometría
Polaridad de las Moléculas
La polaridad de un enlace covalente A-B se interpreta en términos de la
electronegatividad EN de A y B:
EN de un átomo A es un índice numérico que refleja su capacidad
para atraer los electrones de un enlace.
En una columna
la
EN decrece al
descender
En un período la
EN crece hacia la
derecha
Polaridad de las Moléculas
HF
=|q| r=1.94 D
r
q(F)=-0.50 e q(H)=+0.50
0.98 Å
Por tanto, en una molécula como
HF, en la que hay gran diferencia
de EN (F = 4, H = 2.1), se
producirá una separación de
carga eléctrica en el enlace (de
hasta 0.5e), manteniéndose nula
la carga neta.
El enlace H-F se comporta como un
un Momento Dipolar eléctrico rμ
q
Una molécula con ≠0 es una molécula polar
Una molécula con =0 es una molécula no polar
En moléculas poliatómicas (más de 2 átomos) su polaridad
depende, además de las EN, de la forma geométrica, pues el
momento dipolar total es la suma (vectorial) de los momentos de
enlace.
O O
q(O)=-0.33 q(C)=0.66 q(O)=-0.33
1μ 2μ
1 2μ μ = 0μ
NO POLAR
1μ 2μ
2.2 Dμ
q(O)=-0.82
q(H)=0.41 q(H)=0.41
POLAR
μ = 0
1.20Å
q(Cl)=-0.09
q(C)=0.36
q(Cl)=-0.08
q(C)=-0.54
q(H)=0.54
2.04 Dμ
POLAR NO POLAR
Ejemplos de moléculas polares y no polares