La química es parte de la ciencia que estudia la obtención, las propiedades y la transformación de las sustancias puras y los sistema que la conforman.
Etapas:
Heterogéneo: tiene 2 o mas fases.Muchos sistemas heterogéneos, a simple vista aparentan ser homogéneos y pueden engañar al ojo humano, pero para aclarar estas dudas esta microscopio. Por ejemplo: leche de tipo fase solida 1 - fase solida 2 o mas complejos, acero
Homogeneo: tiene 1 fase ejemplo: el bronce
Heterogéneas
2 o más fases
Técnicas de separación de los sistemas heterogéneos
Si observamos las fases líquidas del anterior ejemplo de sistemas homogéneos observamos una diferencia en cuanto al tipo de partículas que forman tales sistemas. De aquí aparece la necesidad de establecer otras categorías de sistemas materiales, esta vez respecto al número de tipos de partículas que forman el sistema.
Modelo estructural de la materia
Ejemplos de soluciones
Las soluciones sólidas las encontramos en sistemas más conocidos comoaleaciones ( bronce, aleación de cobre y estaño). La salmuera ( agua con sal común) es líquida y el aire (Oxígeno, Nitrógeno etc..) es gaseosa.
EXTRACCIÓN POR SOLVENTE
CRISTALIZACIÓN
CONCEPTO PREVIO DE SOLUBILIDAD
En la cristalización se lleva a la solución a la condición de saturación a una temperatura alta, luego se deja enfriar lentamente y como la solubilidad es menor a menores temperaturas se forman cristales.
-
Los cristales se forman a partir de pequeños "nucleos de cristalización" ( formados por siembra de pequeños cristales, aristas de vidrio de los vasos o bien espontáneamente). Mientras menor cantidad de nucleos de cristalización se formen, mejores y mayores cristales se obtienen. Mientras más grande sea el cristal formado , la sustancia es más pura o menos contaminada con impurezas.
CROMATOGRAFÍA
Las diferentes Sustancias Puras de una mezcla se pueden separar por Cromatografía. Una muestra ( mezcla de moléculas coloreadas azul y rojo en el siguiente gráfico) se siembra en un soporte fijo o estacionario. El flujo de una fase movil arrastra de diferente manera ( separa ) los distintos tipos de moléculas.
Las moléculas son retenidas por la fase estacionaria mediante fuerzas de retención y al mismo tiempo son arrastradas por la fase movil mediante fuerzas de arrastre. La intensidad de estas fuerzas ( de naturaleza eléctrica ) son propias de cada sustancia. Si una sustancia es pobremente retenida pero fuertemente arrastrada tendrá unbajo tiempo de elución en cambio otra que es fuertemente retenida y pobremente arrastrada demorará mucho en cruzar la fase estacionaria y tendrá un tiempo de elución elevado.
El tiempo de elución para una determinada sustancia es constante para una fase estacionaria, fase movil, flujo y largo de columna determinados y es por lo tanto unfactor de identificación de las sustancias.
Cromatografía líquida de capa fina.
Fué la primera en desarrollarse, las diferentes sustancias separadas eran reconocidas mediante reactivos que daban coloraciones particulares. De allí el nombre del método ( Chromos = Color ). Tiene utilidad de reconocimiento de diferentes Sustancias
Cromatografía líquida en columna
Usada con fines preparativos ( separar cantidades significativas de diferentes sustancias). La fase movil (líquido) desciende por gravedad. Es común detectar el descenso de las sustancias alumbrando el sistema con luz UV (ultravioleta)
Registro de Cromatografía de Gases
La fase estacionaria rellena un serpentín. Se hace fluir un gas como fase móvil en forma constante a presión constante. Se mide el tiempo de elución de la fase móvil y con el se comparan los tiempos de elución de las diferentes sustancias. Las sustancias son detectadas por métodos acoplados a sistemas electrónicos. Estos identifican y cuantifican los componentes del sistema mediante los correspondientes registros.
La cromatografía HPLC (High Performance Liquid Chromatography) además de identificar y cuantificar sirve a propósitos preparativos. En estos es sistemas es posible trabajar con fases moviles, mezclas de solventes, con gradientes programados de composición..
LAS SUSTANCIAS PURAS
EL CAMBIO QUÍMICO Y LAS LEYES FUNDAMENTALES
Sabemos que una Sustancia Pura es un sistema formado por un tipo de moléculas características para esa Sustancia, es decir de tamaño, masa y forma bien definidas. Cuándo las Sustancias Puras reciben energía mayor que la necesaria para que acontezcan los cambios físicos sus moléculas se modifican, variando el tamaño, la masa y la forma, es decir se transforman en moléculas o Sustancia Puras distintas de las iniciales. En estos casos ha ocurrido unCambio Químico o Reacción Química.
Cambio Químico
Sustancia (s) Pura (s) Inicial (es) ------> Sustancia (s) Pura (s) Final (es)
Molécula (s) Inicial (es) ------> Molécula (s) Final (es)
Reaccionante (s) ------> Producto (s)
Se observa que algunas moléculas se rompen en fragmentos o degradan con relativa facilidad, finalmente se llega a fragmentos o moléculas muy resistentes a la ruptura o degradación. Estas últimas sustancias de difícil ruptura o degradación se consideran fundamentales y se les denomina Elementos y con ellas se formarían aquellas más complejas y que se les denomina Compuestos. Una definición precisa de estos conceptos surge cuando se aclaran aspectos estructurales de las moléculas.
Ley de
En un cambio químico la masa de losreaccionantes es iguala la masa de losproductos.
Ley de las Proporciones Definidas ( Proust)
La proporción en que los elementos secombinan para formar compuestos esdefinida o constanteno importando laprocedencia del compuesto.
Ejemplo El sulfuro de plomo es un compuesto (negro) formado por los elementos plomo ( plomo) en 86,4% y azufre ( amarillo) en 13,6 %. Esto significa que por cada
Así, si colocamos en un crisol para hacer reaccionar y calentamos:
Y, si colocamos en un crisol para hacer reaccionar y calentamos:
que no logran combinarse.
Puesto que el sulfuro de plomo es una Sustancia Pura, debe estar formado por moléculas iguales. Además en todas ellas deben estar los elementos plomo y azufre en la misma proporción que se observa en las muestras macroscópicas. Aquí aparece la noción "porción definida de un elemento"
Ley de las proporciones Múltiples (Dalton)
Los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija de un segundo elemento cuando se forman dos o más compuestos están en relación de números enteros.
Ejemplo: Peso dehidrógeno combinado con
Peso de hidrógeno combinado con
La ley y su implicancia a nivel molecular
Esta vez el concepto " porción definida de un elemento" se refuerza fuertemente y conduce al concepto definido de atomo
Modelo atómico
Las moléculas están formadas por otras partículas más pequeñas llamadas átomos
Se unen por enlace químico
Cada elemento tiene un átomo característico
Hay moléculas de un solo tipo
Se representa solitario o unidos pero del mismo tipo son moléculas de un elemento
Si se encuentran unidos pero de distinto tipo es un compuesto
Un cambio químico es un re-ordenamiento de átomos
Elementos y compuestos
Compuesto
El método para separar compuestos se llama electrolisis
Obtención de Cloro y Sodio a partir de Cloruro de Sodio por electrólisis.
Nomenclatura química
Un átomo de un Elemento se representa por su Símbolo
Ej: Átomo de cobre se expresa Cu
Átomo de oxigeno se expresa O
Una molécula de una Sustancia Pura se representa por su Fórmula
Ej: Una molécula de Oxido de Cobre (I) se representa por Cu2O
EL PROBLEMA DE
Ley de volúmenes de combinación de los gases ( Gay Lussac)
Los volumenes de gases de Reaccionantes y Productos, medidos en iguales condiciones de Presión y Temperatura, están en relación de números enteros.
HIPOTESIS O PRINCIPIO DE AVOGADRO
1) de la magnitud de los Impactos = masa x velocidad
(Relacionable con
2) del número de Impactos (proporcional al número de moléculas)
Avogadro razona:
Si las temperaturas son iguales, las magnitudes de los impactos son iguales (m v = m’v’, la molécula liviana se mueve rápido y la pesada se mueve lento) y si las presiones son iguales, el número de Impactos (número de moléculas) son iguales.
MODELO ATÓMICO
Las leyes fundamentales recién estudiadas demuestran que las moléculas a su vez están formadas por otras partículas aún más pequeñas. Estas nuevas partículas se denominan átomos y deben poseer las siguientes cualidades:
1.- Los átomos son partículas, que mediante fuerzas denominadasenlace químico, se unen para formar las moléculas.
2.- Cada elemento tiene un átomo característico, es decir , de tamaño y masa determinados. Existen tantos tipos de átomos como de elementos. ( Los Elementos son aquellas Sustancias que mediante Símbolos se presentan en el Sistema Periódico)
3.- Si los átomos se presentan solitarios, o bien unidos del mismo tipo, se trata de moléculas de un Elemento.
Si los átomos se presentan unidos, de distinto tipo, se trata demolécula de un Compuesto.
4.- Un Cambio Químico es un reordenamiento de átomos
LOS ELEMENTOS Y LOS COMPUESTOS
Con esta visión más profunda de los aspectos estructurales de la materia (modelo atómico) se comprenden categorias aún mas finas de los sistemas materiales, esta vez en relación a las SustanciasPuras.
Análisis de Sustancias Puras
El análisis de Sustancias Puras corresponde al denominado Análisis Químico.
Análisis Químico Cualitativo Este comprende la separación e identificación de los elementos que forman un compuesto.
Análisis Químico Cuantitativo Este comprende la medición de la cantidad de cada uno de los elementos que forman el compuesto.
Inevitablemente para separar elementos desde los compuestos hay que recurrir a reacciones. El método más importante para separar elementos de su compuesto es la electrólisis.
NOMENCLATURA QUIMICA Y EJEMPLOS
Un átomo de un Elemento se representa por su Símbolo
Una molécula de una Sustancia Pura se representa por suFórmula
El número de átomos del elemento se indica con un subíndice después del Símbolo y se llama Atomicidad.
Un reordenamiento de atomos de un cambio Químico se representa por su Ecuación
Un reordenamiento de atomos de la formación del hidróxido de cobre (I) se representa por
Cu2O + H2O = 2 Cu OH
El número de partículas idénticas se indica delante de la fórmula con el Coeficiente Estequiométrico
EL PROBLEMA DE
¿Cuántos átomos de plomo hay en la molécula?
LEY DE VOLUMENES DE COMBINACIÓN DE GASES ( Gay Lussac)
Los volumenes de gases de Reaccionantes y Productos, medidos en iguales condiciones de Presión y Temperatura, están en relación de números enteros.
¿Porqué esa relación de volumenes? ¿Cuál es la fórmula de las moléculas de esas sustancias?
HIPOTESIS O PRINCIPIO DE AVOGADRO
Amadeus Avogadro En volumenes iguales, de cualquier gas, medidos en iguales
condiciones de P y T existe igual número de moléculas.
1) de la magnitud de los Impactos = masa x velocidad
(relacionable con
2) del número de Impactos ( proporcional al número de moléculas)
Avogadro razona:
Si las temperaturas son iguales, las magnitudes de los impactos son iguales (m v = m’v’, la molécula liviana se mueve rápido y la pesada se mueve lento) y si las presiones son iguales, el número de Impactos ( número de moléculas) son iguales.
Aplicando el Principio de Avogadro recién enunciado a lo observado por Gay Lussac según los ejemplos ya entregados se concluye que los volumenes de reaccionantes y productos observados se explican mediante las siguientes proposiciones de reordenamientos:
2 H 2 + O 2 = 2 H 2 O
N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3
H 2 + Cl 2 = 2 H Cl
Primeras escalas de Pesos Atómicos o Pesos relativos.
Estos pesos permitieron las relaciones de
Avogadro, cuando presentó su hipótesis en 1811, era un joven desconocido y su aporte no fue reconocido sino hasta el 1858 cuando la fuerza de lo verdadero se impuso. Medio siglo de masiva dependencia intelectual y carencia de espíritu crítico, situación incomprensible e inaceptable entre quienes se supone hacen
ESTUDIO DE LOS ATOMOS
La materia y
Diferentes experimentos demuestran la existencia de dos tipos de electricidad, se les denomina la positiva y lanegativa. Si dos cuerpos poseen igual tipo de carga se repelen en tanto que si tienen cargas de distinto signo se atraen.
LAS PARTICULAS INTRATOMICAS FUNDAMENTALES
Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos a ( partículas "pesadas", cargadas positivamente)
Rutherford concluye que la lámina de oro es prácticamente vacía, o mejor, el átomo de oro concentra toda su masa en un núcleo de carga positiva de volumen muy pequeño en relación al volumen atómico total.
DEFINICIONES
NÚMERO ATÓMICO = NÚMERO DE PROTONES = Z
NÚMERO MÁSICO = NÚMERO DE PROTONES + NÚMERO DE NEUTRONES = A
CARGA ELECTRICA = NÚMERO DE PROTONES - NÚMERO DE ELECTRONES
Isótopos son átomos de igual Z pero distinto A.
Isobaros son átomos de distinto Z pero igual A
DETERMINACIÓN DE LOS PESOS ATOMICOS O PESOS RELATIVOS
La existencia de isótopos (átomos de distinta masa) en todos los elementos debe ser tomada en cuenta cuando se trata de determinar las relaciones de los pesos de los átomos. En la actualidad es posible conocer los distintos tipos de isótopos que presenta un elemento en su estado natural y además es posible saber en que proporción o cantidad se encuentran gracias a la tecnología del espectrógrafo de masas.
El espectrógrafo de masas es un aparato en que por descargas eléctricas los átomos de un elemento se transforman en iones positivos. Estos iones son conducidos a la forma de un haz lineal hasta una zona en que son desviados mediante dispositivos magnéticos o eléctricos de acuerdo a la masa del ión ( los iones más pesados se desvían menos ). Así los iones en diferentes haces según su masa son detectados y cuantificados.
El Peso Atómico relativo se calcula de la siguiente manera:
A r = A1 * X1 + A2 * X2 + .............
Donde los A i son los Números Másicos o bién la masa en Unidades de Masa Atómica ( u.m.a.) de los distintos Isótopos y los X = % abundancia / 100
Unidad 2
El estudio de los atomos
La materia y
Diferentes experimentos demuestran la existencia de dos tipos de electricidad, se les denomina la positiva y la negativa. Si dos cuerpos poseen igual tipo de carga se repelen en tanto que si tienen cargas de distinto signo se atraen.
En sus experimentos de electrólisis, Faraday determinó la proporcionalidad entre la cantidad de sustancias transformadas y la cantidad de electricidad empleada. Surge la noción que la corriente eléctrica es un flujo de partículas que se les llamó electrones.
Thompson demuestra experimentalmente, con el tubo de rayos catódicos la existencia de los electrones.
Tubo de rayos catódicos
Los electrones resultan ser partículas de carga eléctrica negativa cuya razón:
Carga
_________________ = 1,76 . 10 8 (Coulomb / gramo)
Masa
Millikan determina la carga eléctrica del electrón en su clásico experimento de la gota de aceite.
Experimento de la gota de aceite de Millikan
Así la carga del electrón se establece en 1,6 . 10 -19 coulomb y su masa en 9,1. 10 –28 gramos.
LAS PARTICULAS INTRATOMICAS FUNDAMENTALES
Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos a ( partículas "pesadas", cargadas positivamente)
Experimento de Rutherford
Dispersión de los rayos a por lámina de oro
Rutherford concluye que la lámina de oro es prácticamente vacía, o mejor, el átomo de oro concentra toda su masa en un núcleo de carga positiva de volumen muy pequeño en relación al volumen atómico total.
Comprende la presencia en el núcleo del átomo, de los protones, partículas cargadas positivamente y de masa mayor que la del electrón y que ya habían sido detectadas con el tubo de Thompson. También se comprende la presencia en el nucleo de los neutrones, partículas de igual masa que el protón pero sin carga eléctrica.
El nucleo, por la presencia de los protones, tiene carga positiva y por esta razón atrae los electrones (cargas negativas) que giran a su alrededor en órbitas semejantes, en una primera aproximación a las órbitas planetarias del sistema solar.
LA VISION ATOMICA DE RUTHERFORD
NOMENCLATURA PARA SISTEMAS ATOMICOS Y SUS MODIFICACIONES.
NUMERO MÁSICO CARGA ELÉCTRICA O ESTADO DE OXIDACIÓN A CARGA
SÍMBOLO S
NÚMERO ATÓMICO ATOMICIDAD Z X
DEFINICIONES
NÚMERO ATÓMICO = NÚMERO DE PROTONES = Z
NÚMERO MÁSICO = NÚMERO DE PROTONES + NÚMERO DE NEUTRONES = A
CARGA ELECTRICA = NÚMERO DE PROTONES - NÚMERO DE ELECTRONES
¿Que son los isotopos y los isobaros?Isótopos son átomos de igual Z pero distinto A.
Isobaros son átomos de distinto Z pero igual A
1 unidad de masa atómica, 1 (u.m.a.), equivale a 1/12 de la masa del átomo de 12C.
1 unidad de masa atómica prácticamente coincide con la masa de un protón o de un neutrón.
1 (u.m.a.) = 1, 67 . 10 - 24 ( g ).
DETERMINACIÓN DE LOS PESOS ATOMICOS O PESOS RELATIVOS
La existencia de isótopos (átomos de distinta masa) en todos los elementos debe ser tomada en cuenta cuando se trata de determinar las relaciones de los pesos de los átomos. En la actualidad es posible conocer los distintos tipos de isótopos que presenta un elemento en su estado natural y además es posible saber en que proporción o cantidad se encuentran gracias a la tecnología del espectrógrafo de masas.
Espectrógrafo de masas
El espectrógrafo de masas es un aparato en que por descargas eléctricas los átomos de un elemento se transforman en iones positivos. Estos iones son conducidos a la forma de un haz lineal hasta una zona en que son desviados mediante dispositivos magnéticos o eléctricos de acuerdo a la masa del ión ( los iones más pesados se desvían menos ). Así los iones en diferentes haces según su masa son detectados y cuantificados.
El Peso Atómico relativo se calcula de la siguiente manera:
A r = A1 * X1 + A2 * X2 + .............
Donde los A i son los Números Másicos o bién la masa en Unidades de Masa Atómica ( u.m.a.) de los distintos Isótopos y los X = % abundancia / 100
Ejemplo de cálculo del Peso Atómico
El Neón tiene dos isótopos.
El 20 Ne que tiene una masa de 19,992 u.m.a. y el 22Ne que tiene una masa de 21,991 u.m.a.
Por cada 100 atomos de la muestra natural 90 corresponden al 20Ne y 10 al 22 Ne, es decir, sus abundancias relativas son de 90% y 10% respectivamente.
El cálculo del Peso Atómico será:
PA Ne = 0.90 * ( 19,992 u.m.a.) + 0,10 * ( 21,991 u.m.a.) = 20 , 192 u.m.a.
Unidad3
La determinación de la disposición de los electrones alrededor del nucleo atómico ha sido un inmenso logro de científicos de las Matemáticas,
LAS ONDAS ELECTROMAGNETICAS Y
Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio y se relacionan íntimamente con el concepto de energía
Onda electromagnética
magnitudes y cualidades de las ondas
A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)
c = velocidad de propagación de la onda ( cm/ seg)
l = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)
n = frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental l = c T
Un fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas es la interferencia. Es decir, si las ondas se encuentran en fase se suman sus amplitudes, en cambio si las ondas están desfasadas se anulan mutuamente y la amplitud de la onda resultante puede ser nula.
El fenómeno de ladifracción de las ondas es una clara manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas. Los ribetes de claridad y oscuridad que acompañan la sombra de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.
EL ESPECTRO CONTINUO DE ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS
Algunos experimentos cruciales
a) El espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno
b) El efecto fotoeléctrico.
FÍSICA MODERNA
LA ENERGÍA ES DE CARACTER DISCONTÍNUO
SE PRESENTA A LA FORMA DE PEQUEÑOS
"PAQUETES DE ENERGÍA "
QUE SE DENOMINANCUANTOS, CUANTAS O FOTONES
LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ES PROPORCIONAL A SU FRECUENCIA
ECUACIÓN DE MAX PLANCK
ENERGÍA DE UN FOTÓN = h n
h = Constante de Planck = 6,62 10 -27erg. seg
EL ATOMO DE HIDROGENO DE BOHR
(Principios Básicos de Química H.Gray)
1) Orbitas circulares
2) Momento angular = m e v r = n h / 2p n = 1,2,3...........a
Ciertos valores de r Ciertos valores de E
u órbitas permitidas o niveles de energía permitidos
Energía asociada a los cambios de órbita
La formula anterior dá la frecuencia de los fotónes emitidos ( expresadas en Número de Ondas) para las transiciones de electrónicas de pérdida de energía en el átomo de Hidrógeno. Esta fórmula deducida a partir de consideraciones de discontinuidad de la energía ( Física Moderna) está en excelente acuerdo con la ecuación de Ridberg para el espectro discontinuo de emisión del átomo de Hidrógeno. Esta coincidencia en las expresiones fué un éxito para los postulados acerca de la energía de la Física Moderna y para el modelo atómico de Bohr. Sin embargo nuevos experimentos mostraron aspectos insatifactorios y la necesidad de otros modelos y explicaciones.
LOS NUMEROS CUANTICOS, SU SIGNIFICADO,
SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energia de los orbitales
¿Cuántos valores? infinito
¿Cuáles? 1,2 3,4,.............. ( Es el mismo n del átomo de Bohr)
l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores? n
¿Cuáles? 0, 1, 2, 3, .........(n-1)
s p d f
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian respectivamente a las letras que se indican.
m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacialde los orbitales
¿Cuántos valores? 2l +1
¿Cuáles? - l, - ( l-1 ), .... -1, 0, 1, ......+ ( l-1 ), + l
s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje
¿Cuántos valores? 2
¿Cuáles? - 1 / 2 , + 1 / 2
ATOMOS POLIELECTRÓNICOS
Ante la imposibilidad de resolver la ecuación de Schorodinger para sistemas de varios electrones, se ha supuesto y con éxito, que sucesivos electrones adoptarán los diversos modos de vibración que se encontraron para el electrón de átomo de Hidrógeno.
En palabras más simples, los sucesivos electrones se ubicaran en los orbitales ya determinados para el átomo de Hidrógeno y de acuerdo a las siguientes reglas.
Principio de exclusión de Pauli
No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Es equivalente a establecer que un orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales.
Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía.
Son de menor energía los de menor valor de n + l.
A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor n.
Principio de Hund
En el caso de varios orbitales de igual energía o "degenerados" ( igual n + l , igual n ), por ejemplo una serie de 3 orbitales p, o una serie de 5 orbitales d, o bién una de7 orbitales f. Los electrones entran de a uno en cada uno de ellos, haciéndolo primero, por convención, con spin negativo. Cuando todos los orbitales " degenerados" ya hayan recibido un electrón con spin negativo pueden formarse parejas de spines opuestos.
PROPIEDADES MAGNETICAS DE LAS SUSTANCIAS
Parece conveniente indicar en este momento que el principio de Hund promueve la situación que existan orbitales con un sólo electrón o electrón desapareado. Esta circunstancia tiene una importante consecuencia en las propiedades magnéticas de los elementos. Aquellas sustancias que poseenorbitales con electrones desapareados ( spin - 1/2) tienen propiedadesparamagnéticas, esto es, los campos magnéticos de spín se suman, refuerzan o atraen los campos magnéticos externos, las sustancia son imantables.
De no suceder así, es decir, si todos los orbitales tienen electrones apareados ( spin + 1/2 y - 1/2 ) es una circunstancia que determina eldiamagnetismo, la sustancia repele campos magnéticos externos y las sustancias no son imantables.
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y ELECTRONES DE VALENCIA
Los electrones de valenciason aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.
SISTEMA PERI
ODICO DE LOS ELEMENTOS
Ubicación de los Números Atómicos por Configuraciones Electrónicas
¿ Cuál es la configuración electrónica detalladadel elemento cuyo Z = 77 ?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s2 4f14 5d2 5d25d1 5d1 5d1
¿Cuales sonelectrones de valencia?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s2 4f14 5d2 5d25d1 5d1 5d1
¿Cuales sonlos números cuánticos del último electrón ?
1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2 3d10 4p6 5s24d10 5p6 6s2 4f14 5d!¡5d!¡ 5d! 5d! 5d!
n= 5 l =2 m= -1 s = + 1/2
unidad 4
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
CUADRO PERIÓDICO
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.
El RADIO ATOMICO (R.A.)
Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón periférico.
El siguiente gráfico muestra elocuentemente la variación periódica del Radio Atómico al avanzar el Número Atómico en los elementos. Se observa que los picks de mayor Radio Atómico corresponde a los metales alcalinos.
El RadioAtómico disminuye "suavemente" al Aumentar Z en un Período. Si bién los electrones están similar orbital, la carga positiva del nucleo se incrementa ejerciendo progresivamente mayor atracción sobre los electrones. Se muestra la situación observando los electrones periféricos (dibujados en amarillo) en orbitales 2p para elementos del 2° Período.
B C N O F Ne
El Radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia. Los electrones periféricos se encuentra en un orbital del mismo tipo pero en el nivel siguiente. Para comprender la situación hay que recordar que, por un lado, el radio de la órbita en el átomo de Bohr o volumen del orbital en el átomo de Hidrógeno es proporcional al cuadrado de n. Por otro lado, también hay que tener presente que el aumento de Z significa mayor atracción sobre los electrones. Predomina el primer efecto pero atenuado por el segundo factor.
Los iones son atomos cargados eléctricamente que resultan de ganar o perder electrones.El Radio de lo iones es diferente al de los atomos neutros. Los iones negativos ( ganan electrones) son de mayor Radio, en cambio los positivos, ( pierden electrones) son menor Radio.
Diagrama de radios atómicos y radios iónicos
tomado del Merrill Química (Smoot,Price,Smith pág 183 )
Las estructurasisoelectrónicas, soniones positivos o negativos o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica ( igual número de electrones ). Puede pensarse, que por ésta razón, el Radio de las estructuras isoelectrónicas debe ser el mismo. No es así, pues, al igual que acontece con la disminución de los radios en un Período, la carga positiva en el nucleo es diferente. A mayor Z menor Radio.
__________________>
Menor Radio
S –2 Cl -1 Ar 0 K+ Ca +2
EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)
Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.
A 0 (g) + POTENCIAL DE IONIZACIÓN = A+ 1 (g) + e-
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.
LA ELECTROAFINIDAD ( E . A .)
Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón .
A 0(g) + e- = A-1 (g) + ELECTROAFINIDAD
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico .
No cuenta para los gases nobles
LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.)
La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas. De la misma forma que las magnitudes anteriores se comporta en forma inversa al Radio Atómico
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.
La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4. No cuenta para los gases nobles.
LA ELECTROPOSITIVIDAD ( E . P .)
La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.
Tampoco cuenta para los gases nobles
unidad 5
EL ENLACE QUIMICO
El enlace químico es la fuerza que une a los atomos para formar las moléculas.
Como ya se ha dicho es un proceso deestabilización por interacciones electrónicas donde cada átomo trata de alcanzar laconfiguración electrónica del gas noble más cercano. Por lo general los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, de allí se acostumbra a decir que el enlace químico se forma cumpliendo la "regla del octeto".
La energía de estabilizan se denomina también laenergía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romperel enlace.
Aquí es conveniente repasar el concepto deelectrones de valenciay su representación mediante la notación de Lewis.
Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.
TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
Existen dos mecanismos para cumplir la regla del octeto.
ENLACE IONICO.Cesión de electrones, de parte de un átomo fuertemente electropositivo a otro fuertemente electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos.
ENLACE COVALENTE.Compartición de parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.
Ejemplos de estas situaciones, donde se muestra la estructura electrónica a nivel molecular, se dan a continuación mediante las correspondientes notaciones de Lewis.
En la segunda parte de gráfico precedente se muestra como un enlace covalente deviene en covalente polar y luego en iónico polar simplemente al crecer la asimetría de la posición de la pareja de electrones compartida.
A continuación una visión total, o sea las diferentes situaciones en función de ladiferencia de electronegatividadentre los átomos involucrados.
PARA UN CURSO DE QUIMICA ORGANICA
ENLACE COVALENTE DATIVO Y CARGAS FORMALES
Se presenta con relativa frecuencia la situación que para formar un enlace covalente o de compartición, es unode los átomos participantes del enlace el que aporta la pareja de electrones del enlace. El enlace que se forma se llamacovalente dativo y va acompañado dedesbalances de cargas eléctricas que deben ser determinados para tener una clara visión de la situación molecular.
Los desbalances de cargas eléctricas se detectan mediante el cálculo de las cargas formales haciendo uso de la siguiente relación:
CF = N° de electrones de valencia - ( N° electrones no enlazantes + 1/2 N° electrones enlazantes )
Algunos ejemplos:
LA RESONANCIA ELECTRÓNICA
" Cuando para una molécula se puede escribir varias varias configuraciones de Lewis correctas ( sin cambiar de posición los átomos) , la verdadera configuración es unamezcla de todas ellas que se denominahibrido de resonanciay dónde la importancia de cada estructura contribuyente es proporcional a sus estabilidad."
Ejemplo: el dióxido de carbono
Los porcentajes de contribución al híbrido en este caso son estimativos y se entregan sólo a forma de ilustración.
Otro ejemplo: el ión carbonato
En este caso la contribución es la misma pues las estructuras son equivalentes desde el punto de vista de la energía. Se ha demostrado por la técnica de difracción de los rayos x, que las distancias entre el carbono y los oxígenos es siempre la misma y corresponde a un valor intermedio entre lalongitud de un enlacesimple y uno doble.
Reglas de la resonancia electrónica
1).- Al escribir estructuras resonantes se desplazan electrones y nunca átomos.
2).- Todas las formas resonantes del híbrido deben tener el mismo número de electrones apareados.
3).- Las estructuras con mayor número de enlaces son más contribuyentes. La estructuras con cargas eléctricas son menos contribuyentes.
4).- Las estructuras con carga negativa en el átomo más electronegativo son más contribuyentes que aquellas que tienen la carga negativa en el átomo menos electronegativo.
5).- Las estructuras con cargas de distinto signo más próximas, son más contribuyentes.
6).- Las estructuras con cargas de igual signo muy próximas, tienen poca contribución.
Ejemplo: Formas resonantes del propenaldehído en fórmulas abreviadas
La I es la más estable ( Regla 3 y 6)
La VI es la más inestable ( Regla 3)
La II y III son más estables que IV y V ( Regla 4)
La II es más estable que la III ( Regla 5 )
La IVs más estable que la V ( Regla 5 )
EL ENLACE QUÍMICO Y LA MECANICA CUANTICA
La Mecánica Cuántica contempla la combinación matemática de las funciones de ondas de orbitales atómicos para dar orbitales moleculares ( pertenecen a la molécula). La combinación produce dos orbitales moleculares.
ENERGÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES Y ANTIENLAZANTES EN FUNCIÓN DE LA DISTANCIA INTERATÓMICA
La suma de funciones atómicas da un orbital molecular enlazantedonde se sitúa la pareja de electrones con spines opuestos . Este se puede visualizar como la superposición de los orbitales atómicos. En el grafico siguiente se muestra la energía de éste orbital molecular en función de la distancia internuclear. Existe una estabilización a medida que los átomos se acercan pues predominan las fuerzas de atracción entre los atomos sin embargo si los átomos se acercan demasiado hay una desestabilización producto de fuerzas de repulsión interatómica. La menor energía corresponde a un pozo de energía en que se encuentran los átomos en equilibrio respecto de las atracción y la repulsión interatómicas. Este pozo de energía determina la distancia internuclear llamada también longitud de enlace.
La diferencia de funciones atómicas genera unorbital molecular antienlazante marcado por fuerzas de repulsión en donde la la mayor estabilidad se alcanza cuando los átomós están separados a gran distancia. En este orbital los electrones se encuentran con spines paralelos. Corrresponde al proceso de ruptura d el enlace.
| CUADRO COMPARATIVO DE ENERGÍAS Y LONGITUDES DE ENLACE |
| ENLACES | C-C | C = C |  | H - H | C - H | C - O | C = O |
| ENERGÍAS DE ENLACE Kcal/mol | 83 | 146 | 200 | 104 | 99 | 85 | 179 |
| LONGITUDES DE ENLACE A° | 1,54 | 1,35 | 1,2 |
| 1,07 | 1,43 | 1,22 |
TIPOS DE UNIONES
Los gráficos siguientes además de reforzar los conceptos de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes y sus implicancias desde el punto de vista de la energía nos muestran dos situaciones que apuntan más bién al tipo de orbitales que intervienen o a distintas formas de unión.
Combinación de orbitales atómic
Unión s (sigma)
Orbital Molecular enlazante con superposición de orbitales atómicos sobre linea internuclear
Combinación de orbitales atómicos p.
Orbital Molecular Enlazante con superposición de orbitales atómicos fuera de linea internuclear.
TIPOS DE ENLACES Y UNIONES
| CUADRO COMPARATIVO DE ENERGÍAS Y LONGITUDES DE ENLACE |
| ENLACES | C-C | C = C | | H - H | C - H | C - O | C = O |
| ENERGÍAS DE ENLACE Kcal/mol | 83 | 146 | 200 | 104 | 99 | 85 | 179 |
| LONGITUDES DE ENLACE A° | 1,54 | 1,35 | 1,2 |
| 1,07 | 1,43 | 1,22 |
GEOMETRÍA MOLECULAR
LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
La disposición de los átomos en el espacio se determina experimentalmente mediante la técnica de difracción de rayos X. Para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicional de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce comohibridación de los orbitales atómicos(mezcla matemática de funciones de onda).
Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales y por consecuencia laGEOMETRIA MOLECULAR .
CRITERIOS PARA DECIDIR LA HIBRIDACIÓN
1:- CRITERIO MULTIPLICIDAD DE LOS ENLACES
Hay que observar lamultiplicidad de los enlaces, esto es, cuántas uniones pi deben formarse. Para cada unión pi un átomo debe disponer un orbital p.
Dos uniones pi obligan a un átomo a tener 2 orbitales p, o sea que, la hibridacióndebe ser sp.
Una unión pi requiere un orbital p. Por lo tanto el átomo puede tener hibridación sp o sp2,pero no sp3 (esta no tiene orbitales p). La ambigüedad se resuelve mediante el siguiente criterio complementario.
2.-CRITERIO DE REPULSIÓN DE PAREJAS DE ELECTRONES
Las parejas de electrones, ya sean enlazantes o bién no enlazantes, se repelen por tener igual carga. Entonces el criterio obliga a dar el máximo ángulo de separación a todas las parejas de electrones.
En los graficos siguientes los electrones del átomo cuya hibridación tratamos de determinar los representamos como puntos azules y los electrones del átomo vecino con el que se enlaza como puntos rojos. Así, las parejas enlazantes se grafican como puntos azul y rojo indicando electrones que pertenecen al átomo en cuestión y al otro átomo respectivamente y las no enlazantes del átomo como un par de puntos azules.
Como se puede observar, si el número de parejas de electrones alrededor de un átomo es tres la hibridación es sp,
En cambio, si el número de parejas de electrones es cuatro la hibridación es sp2.
Cuando existen solamente uniones sla hibridación se determina sólo en base del criterio de repulsión de parejas.
Cuando hay sólo una unión s no hay hibridación.
Dos parejas de electrones la hibridación es sp , tresparejas de electrones la hibridación es sp2 ycuatro parejas de electrones la hibridación es sp3 .
OTRAS HIBRIDACIONES Y LAS PRINCIPALES GEOMETRIAS MOLECULARE
ALGUNAS APLICACIONES
LA LONGITUD Y LA ESTABILIDAD DE LOS ENLACES DE ATOMOS HIBRIDIZADOS.
Puesto que los orbitales s son pequeños y de baja energía comparados con los orbitales p que son de mayor alcance y mayor energía, los enlaces de átomos hibridizados mantendrán aquellas características según el grado de carácter s o p tenga cada situación.
Tipo de enlace (simple) | Caracter s (%) | Radio Covalente Medio ( A°) | Longitud de Enlace (A°) |
Estabilidad |
Cp -Cp | 0 % | - |
| + |
Csp3 - Csp3 | 25 % | 0,763 | 0,763+0,763 = 1,526 | ++ |
Csp3 - C sp2 |
|
| 0,763+0,743 = 1,506 | +++ |
Csp3 - C sp |
|
| 0,763+0,691 = 1,454 | ++++ |
Csp2 - C sp2 | 33,3 % | 0,743 | 0,743+0,743 = 1,486 | +++++ |
Csp2 - C sp |
|
| 0,743+0,691 = 1,434 | ++++++ |
Csp - C sp | 50 % | 0,691 | 0,691+0,691 = 1,382 | +++++++ |
unidad 6
PROPIEDADES FISICOQUIMICAS
DE LAS SUSTANCIAS PURAS
Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
Parece conveniente referirse en éste momento a la fortaleza comparada de los distintos tipos de enlaces interatómicos. La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma.
El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.
A continuación trataremos de visualizar las distintas categorías de sustancias y sus propiedades fisicoquímicas principales.
MOLECULAS GIGANTES
Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema. Por lo general son arreglos de gran tamaño y de allí el nombre de la categoría. La proporción de distintos átomos se conoce y se representan estos sistemas por su fórmula empírica. La fórmula verdadera es (F.E.) n , pero n es indeterminada.
Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.
COVALENTES TRIDIMENSIONALES
Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación. Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.
Sus temperaturas de fusión son muy altas ( miles de°C) y en muchos casos se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión. Por otra parte la separación de las partículas por acción de moléculas de un solvente es imposible, por lo tanto son completamente insolubles.
El Carbono en su forma de diamante ( hibridación sp3 ) es un ejemplo típico de ésta categoría. Las láminas de Silicio de la nariz del Discovery son otro ejemplo.
COVALENTES BIDIMENSIONALES
Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas trididimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.
El ejemplo típico es el Carbono en su forma de grafito en que los C están hibridizados sp2 . Es interesante consignar que en cada orbital pzexisten un electrón. Estos electrones se pueden desplazar sobre la malla y en consecuencia el grafito es conductor de la corriente eléctrica.
COVALENTES UNIDIMENSIONALES
Corresponde a las sustancias denominadaspolímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.
Loshomopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A- ; -(A)- n ).
Loscopolímeros que repiten unidades distintas ( A-B-A-B-A-B- ; ( -A-B-) n ).
Son cadenas largas llamadas tambiénmacromoléculas y por ésta razón es que interaccionan unas con otras de manera significativa. Las interacciones entre macromoléculas son fuerzas de distintos tipos y que veremos más adelante en el caso de moléculas pequeñas.
En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.
Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de las macromoléculas.
En cambio, las macromoléculas rígidas no tienen favorable el factor entrópico y así son dificiles de fundir y solubilizar. Estos polímeros rígidos, en el sólido son monofásicos y de mucha resistencia ( Kevlar).
En la práctica un gran número de macromoléculas se encuentran entre estas dos situaciones extremas y el grado de endurecimiento o ablandamiento depende de las temperaturas a que se encuentran sometidos los sistemas.
Los procesos de ablandamiento sobrevienen en zonas de temperaturas bien definidas para cada tipo de macromoléculas.
Muchas veces las cadenas macromoléculares sintéticas o naturales se conectan entre sí mediante átomos o grupos de átomos enlazados covalentemente ( polímeros reticulados) con propósitos tecnológicos precisos. En estos casos las estructuras resultantes semejan a las redes covalentes bi o tridimensionales y así también son sus propiedades, nula solubilidad y puntos de fusión demasiado elevados que amenazan la estabilidad química de las sustancias.
Copolímero de estireno-butadieno (neumáticos) vulcanizado con S.
Este tipo de productos son difíciles de recuperar y reutilizar ( Reciclaje) precisamente por las razones ya mencionadas y constituyen un problema para la ecología por la contaminación del ambiente.
La celulosa es un polímero natural de características estructurales semirígidas y si a ello agregamos que entre las cadenas macromoleculares existen fuerzas de atracción, de alta magnitud como los puentes de H debido a la presencia de mucho grupos de -OH son comprensibles las dificultades para la fusión y la solubilización.
Estructura tipo celulosa
IONICAS.
En estas moléculas gigantes los átomos están unidos por enlaces iónicos. Es decir son un arreglo de iones positivos y negativos que se disponen alternadamente en el espacio compensando sus cargas . La geometría del arreglo es simple cuando los iones positivos y negativos son monoatómicos y además se encuentran en relación 1:1 como en el caso del Na+Cl -. Cuando los iones son complejos, con grandes diferencias de tamaños o la proporción entre ellos no es simple, los arreglos son complicados y son materia de estudio de la Cristalografía que hace uso de las técnicas de difracción de rayos X para resolver estas situaciones.
Son estructuras de temperatura de fusión elevadas , alrededor de los 1000°C de acuerdo a la fortaleza del enlace iónico. En estado sólido o cristalino, donde los iones se encuentran atrapados no conduce la corriente eléctrica, pero sí la conducen en estado fundido.
Estas estructuras pueden ser solubilizadas, aunque no siempre, mediante solventes con moléculas polares como el caso de agua. Las moléculas del solvente rodean los iones apuntando sus fracciones de carga al ión de carga opuesta. Así los iones solvatados son separados al debilitarse el enlace iónico. De ésta forma los iones disueltos (móviles) constituyen partículas para el flujo eléctrico.
METALICAS
Corresponde al caso de los metales. Los átomos metálicos , al ser muy electropositivos se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos. Por su parte los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo determinado se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones delocalizados. Esta nube de electrones que une a iones positivos es el enlace metálico.
Ya nos hemos referido a la fortaleza del enlace metálico y podemos generalizar diciendo que los puntos de fusión de los metales son medianamente altos. Señalemos que metales como el Hg, Cs, y Fr son líquidos a temperatura ambiente.
La naturaleza de movilidad del enlace metálico confiere a los metales su blandura, es decir los convierte en dúctiles y maleables.
La movilidad de los electrones se traduce en la capacidad de conducción de la corriente eléctrica y también es responsable de la conductividad térmica.
Es interesante observar la relación entre las conductividades eléctricas y térmicas y la situación de los diagramas de energía de los orbitales llenos y vacíos de metales y no metales. Los metales promueven sus electrones de valencia de orbitales s a los orbitales p vacíos que se encuentran energéticamente cercanos formando éstos últimos orbitales o bandas de conducción. Por el contrario, los no metales tienen los electrones en orbitales p y los orbitales s siguientes vacíos se encuentran energéticamente lejanos por lo que no se produce la promoción y los electrones permanecen ligados a sus respectivos átomos.
MOLECULAS CONVENCIONALES
O SUSTANCIAS MOLECULARES
Son aquellos sistemas formados por moléculas que se encuentran claramente definidas, se conoce el número exacto de átomos y de qué elementos está constituída la molécula. Se representan por las llamadas fórmulas moleculares reales.
En su gran mayoría las moléculas de ésta categoría unen sus átomos con enlaces covalentes y al expresar esto pensamos en muchas moléculas simples formadas entre no metales y en la inmensa cantidad de compuestos orgánicos constituídos principalmente por los elementos C, H, O, N, P, S.
Sin embargo al momento de racionalizar las propiedades fisicoquímicas de este tipo de estructuras, el tipo de enlace interatómico ( covalente) y su fortaleza no cuentapués en este caso lo determinante son las fuerzas entre moléculas o fuerzas intermoleculares y en algunos casos sonfuerzas intramoleculares ( fuerzas dentro de las moléculas; pero no interatómicas o de enlace químico ) las determinantes de las propiedades.
En todo caso las fuerzas intermoleculares son de naturaleza eléctrica, pero las hay de diferente naturaleza y magnitudes pero siempre dependen en definitiva de las características eléctricas, del tamaño y geometría de las moléculas.
En los comentarios generales cabe señalar que estos sistemas no conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico y también son malos conductores del calor.
Las fuerzas de Van der Waals son comparativamente las fuerzas intermoleculares de menor intensidad pero pueden existir grandes diferencias de sus magnitudes entre moléculas que las poseen como único factor de atracción.
Estas diferencias pueden ocasionarse por :
a) por significativa diferencia del tamaño de las moléculas.
b) por la presencia de átomos de mucha diferencia en la cantidad de electrones o de muy distinta polarizabilidad electrónica.
c) por la circunstancia de presentar una geometría muy diferente.
unidad 7
EL CONCEPTO DE MOL Y SUS APLICACIONES
Hemos estudiado a la materia en su dimensión submicroscópica, es decir la realidad de átomos y moléculas. Hemos profundizado el estudio de tal forma que incluso hemos comprendido el comportamiento de las propiedades fisico químicas de sustancias puras, éstas, perfectamente perceptibles y medibles en una dimensión macroscópica ( de laboratorio o industria ).
A esta altura de nuestro estudio reconocemos, que en la dimensión macroscópica, no hemos desarrollado las herramientas para trabajar con las sustancias desde el punto de vista cuantitativo, esto es, trabajar con cantidades (masas) definidas de las sustancias que participan en los fenómenos químicos.
No obstante lo expresado, cuando hablamos al comienzo del curso del Peso Relativo de los Atomos o bien del cálculo del Peso Atómico a partir de mezclas de isótopos algo muy importante avanzábamos en el sentido del trabajo cuantitativo. En efecto, cuando determinábamos aquellas magnitudes siempre estaba presente el hecho que comparábamos una misma cantidad de atomos de cada elemento.
La Química cuantitativa comienza con la pregunta fundamental.
¿ Qué cantidad de átomos del elemento hay en el Peso Atómico del elemento expresado en gramos?
Daremos la respuesta más simple, en base a un experimento también simple esquematizado en el siguiente gráfico.
Algunos autores prefieren seguir denominando C.N. (Condiciones Normales de P y T ) a las TPE puesto que el término Estandar alude profusamente en la literatura a la temperatura de 25ºC )
Aprovechamos la doble circunstancia que la radiación alfa está constituída por nucleos de Helio, el primero de los gases nobles, cuyo Peso Atómico se ha determinado igual a 4,0026 y que podemos medir la cantidad de núcleos que en la radiación pasan a través del detector de un Contador Geiger.
Colectamos 4,0026 gr. de Helio y leemos en el contador la cantidad de núcleos detectados y luego transformados en átomos. Hemos colectado 6,023. 10 23 átomos de Helio. Esta es la respuesta, válida para todos los elementos, a la pregunta formulada:
En el Peso Atómico de un elemento expresado en gramos existen 6,023 .10 23 átomos del Elemento.
Si pesaramos en la balanza de una confitería 51 de gramos de virutas de vanadio metálico estaríamos pesando aproximádamente 6,023 10 23 átomos de vanadio puesto que el Peso Atómico de ese metal se ha determinado como igual a 50,94.
El valor 6,023 1023 fué determinado por Avogadro mediante cálculos estadísticos acerca de sistemas gaseosos y de ahí que se reconoce como el Número de Avogadro ( N ).
N = 6,023 .10 23
Este valor pasa a ser de importancia central en la química cuantitativa y es la base de la definición del concepto de mol
DEFINICIÓN DE MOL
Un Mol es 6,023 10 23 unidades.
Así el mol pasa a ser una forma adecuada de medir cantidades de partículas de la química, como recién lo dijimos, podemos medir cómodamente un mol de átomos de Vanadio o un mol de átomos de cualquier otro elemento en la balanza de una confitería.
Pero el Número de Avogadro de átomos es una cantidad tan grande de átomos o bién los átomos son tan pequeños y livianos que son magnitudes que desafían nuestra imaginación. Según nos hizo notar recientemente un colega, si tuvieramos una hilera de 1 mol de hormigas de 1mm cada una separadas cada una de la precedente por una distancia también de 1mm, la longitud de la hilera cubriría 1,2046 10 18 Km. Tal hilera cubriría mil doscientos setenta y ocho millones de veces la trayectoria circular de la Tierra alrededor del Sol.
NUEVA DEFINICIÓN DE PESO ATOMICO
El Peso Atómico de un elemento ( A r ) es la masa de un mol de átomos de tal elemento expresada gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de átomos
Es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos del siguiente triángulo de conceptos.
EL MOL DE MOLECULAS
Volvamos a nuestra experiencia de recolección de Helio puesto que podemos sacar mucho más provecho de ella y coloquemos a nuestro sistema en situación comparativa con otros.
Recordemos que nuestra muestra de Helio gaseoso ocupa un volumen de 22,4 Litros medidos en TPE y hay en ella N átomos, que son también N moléculas, pues el Helio tiene la molécula monoatómica. ( He1 )
Tomemos idéntico volumen de otros gases por ejemplo cloro gasoso ( Cl2 ) y de metano ( CH4 ) medidos también en TPE. De acuerdo a lo establecido por Avogadro en su célebre hipótesis, en los tres sistemas hay igual número de moléculas. Esto quiere decir que en cada uno de los tres casos hay N moléculas. También quiere decir que en cada uno de los casos nos encontramos frente a un mol de moléculas de cada gas.
Podemos generalizar:
Un mol de moléculas de cualquier gas medido en TPE. ocupa un volumen de 22,4 Litros.
Recién hemos definido que la masa expresada en gramos de un mol de átomos es el Peso Atómico.
Ahora..... ¿Cuál es la masa expresada en gramos de 1 mol de moléculas? La respuesta a esta pregunta nos lleva a otra definición:
DEFINICIÓN DE PESO MOLECULAR
El Peso Molecular ( M r ) de una sustancia es la masa de un mol de moléculas de tal sustancia expresada en gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de moléculas
Otra vez es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos de este nuevo triángulo de conceptos.
INTRODUCCIÓN A UNA REPRESENTACIÓN GRÁFICA
DE MOLES DE ATOMOS Y MOLES DE MOLÉCULAS
Respecto de los volumenes de gases colectados, tres formas de preguntar lo mismo:
¿Cuál es la masa de un mol de moléculas de cada uno de los gases?
¿ Cuál es el Peso Molecular de cada uno de los gases?
¿Cuánto pesan N moléculas de cada uno de los gases?
Veamos los casos de uno en uno..
En el primer recipiente hay N átomos de Helio, esto es un mol de átomos de Helio que pesa el Ar He = 4,0026 g /mol y puesto que, en este caso la molécula es monoatómica ( He1), son también N moléculas de helio o sea un mol de moléculas. Luego el M r He , el peso de un mol de moléculas, es también igual a 4,0026 g/mol.
Observemos que en este caso, a nivel submicroscópico, una molécula es un átomo y que a nivel macroscópico un mol de moléculas es un mol de átomos. Ambos niveles los representamos graficamente, dibujamos el átomo o molécula de Helio para el nivel submicroscópico y para el nivel macroscópico representamos gráficamente el mol de átomos o mol de moléculas como una ampliación de lo submicroscópico
En el caso del segundo recipiente, cada molécula de Cl2 está formada por 2 átomos de Cloro. Luego las N moleculas de Cl2 corresponden a 2N átomos de Cloro y la masa de estas será 2 veces la masa de N átomos de cloro, dos veces el Ar Cl =35,5 g. Por lo tanto El Mr Cl 2 = 71 g/mol
Observamos en las representaciones gráficas de este caso que, a nivel submicroscópico una molécula está formada por dos átomos y que a nivel macroscópico (ampliación) un mol de moléculas está formado por dos moles de átomos.
Para el tercer recipiente las N moléculas de metano ( CH4 ) pesaran la suma de N atomos de carbono más lo que pesan 4N atomos de hidrógeno. Esto es la suma de una vez el Ar C = 12 más 4 veces el Ar H = 1. Por lo tanto el Mr CH4 = 1*12 + 4*1 = 16 g/mol.
Aquí observamos en las representaciones gráficas que, a nivel submicroscópico una molécula está formada por un átomo de C y cuatro átomos de H y que a nivel macroscópico (ampliación) un mol de moléculas está formado por un mol de átomos de C y cuatro moles de átomos de H.
CALCULO DEL PESO MOLECULAR
Generalizando, si una Sustancia tiene por Fórmula AaBbCc........
A nivel submicroscópico su molécula está formada por a átomos de A, b átomos de B y c átomos de C etc...
y a nivel macroscópico el mol de moléculas está formada por a moles de átomos de A, b moles de átomos de B y c moles de átomos átomos de C etc... y de allí que el Peso Molecular se calcule con la siguiente fórmula.
Mr AaBbCc........ = a * Ar A + b * Ar B + c * Ar C +........
¿Cuánto vale el Peso molecular del Cloroformo CHCl3?
Mr CHCl3 = 1 *12 + 1 * 1 + 3 * 35,5 = 119,5 g/mol
También podemos generalizar importantes conceptos acerca de un doble significado, a nivel submicroscópico y a nivel macroscópico, de la notación química de Símbolos, Fórmulas y Ecuaciones.
Presentaremos este doble significado valiéndonos de representaciones gráficas para las entidades submicroscópicas y las representaciones gráficas ampliadas para los conceptos (de moles) usados a nivel macroscópico.
NOTACIÓN QUÍMICA
Nivel Submicrocópico Nivel Macroscópico
SÍMBOLO
1 átomo 1 mol de átomos
FÓRMULA
1 molécula 1 mol de moléculas
ECUACIÓN
1 reordenamiento
1 mol de reordenamientos
unidad 8
SOLUCIONES
Al comienzo del curso señalamos que las soluciones son sistemas homogéneos( por lo tanto son una sóla fase), formado por mezclas de diferentes sustancias puras ( diferentes tipos de moléculas). También vimos que éstas mezclas homogéneas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.
Estos sistemas tienen una importante presencia, tanto en sistemas de materia viviente como en materia inerte y en muchos sistemas de interés técnico. Pueden ser muy complejos cuando el número de diferentes sustancias mezcladas es muy elevado o bién simples como ternarios( 3 ) y binarios (2).
Las sustancias presentes en sistemas simples se denominan:
Soluto : Componente (s) que se encuentra (n) , comparativamente, en menor proporción y
Solvente : Componente que se encuentra, comparativamente en mayor proporción.
Sin embargo, cuando una sustancia originalmente sólida es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.
Similarmente, cuando una sustancia originalmente gas es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.
Sistemas de Solubilidad infinita
El soluto y el solvente se mezclan en proporciones variables, algunas veces sin limitaciones. Los gases se mezclan entre sí sin limitaciones, los líquidos de igual polaridad o apolaridad también se mezclan sin limitaciones. Son situaciones de solubilidad infinita. El concepto de solubilidad ya ha sido presentado con anterioridad.
Sistemas Saturados
Las limitaciones aparecen con mucha claridad cuando se mezclan sustancia originalmente sólida o bién originalmente gas con líquidos. Estas situaciones límites se analizan fundamentalmente usando el concepto de solubilidad y que ahora parece oportuno volver a recordar.
La solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, puede disolverse (mezclarse) en una determinada cantidad de solvente bajo condiciones determinadas de Presión y Temperatura.
Un sistema tiene la cantidad de soluto disuelta correspondiente a la solubilidad cuando no se puede disolver en mayor cantidad aún cuando haya la sustancia en su forma original en contacto con el solvente. En estas condiciones la solución está saturada, y además hay un equilibrio entre la Sustancia original y la Sustancia disuelta. Para que una solución se considere saturada basta que la cantidad de soluto disuelto corresponda a la solubilidad haya o no tal equilibrio..
