unidad 9!

MAGNITUDES FUNDAMENTALES DEL CAMBIO QUIMICO

CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS

Se refieren a la determinación de las cantidades de Sustancias ( A,B,C y D ) involucradas en una determinada reacción química.

Sea a A + b B = c C + d D la ecuación de la reacción general, donde a,b,c y d son los respectivos Coeficientes Estequiométricos.

Sean niA , niB ,niC , niD la cantidad de moles de los reactivos y productos en el instante inicial de la reacción (tiempo = 0)

Sean ntA , ntB ,ntC , ntD la cantidad de moles de los reactivos y productos en el instante t desde el momento inicial de la reacción ( tiempo = t )

Transcurrido el tiempo t, cada una de las sustancias ha variado como consecuencia de la reacción, ya sea desapareciendo (Reactivos) o bién apareciendo (Productos) en las siguientes cantidades.

D nA = ntA - niA ; D nB = ntB - niB ; D nC = ntC - niC ; D nD = ntD - niD

Debe notarse que D nA = ntA - niA y D nB = ntB - niB son negativos, porque en el instante t hay menos moles de A y B que al comienzo( porque los reactivos se consumen)

Debe notarse que D nC = ntC - niC y D nD = ntD - niD son positivos, porque en el instante t hay más moles de C y D que al comienzo( porque los productos se originan o aparecen)

La Condición de Estequiometría establece:

- D nA / a = - D nB / b = D nC / c = D nD / d = ..... = X

Es la forma matemática de indicar que cada sustancia reacciona en cantidad de moles que es proporcional al respectivo coeficiente estequiométrico. Las expresión relaciona las cantidades de moles que reaccionan, de todas las sustancias, en todo instante. BALANCE DE MATERIAL

masa inicial del sistema = 31,2 g. de Cr (s) + 9,6 g. de O2 (g) = 40,8 g

masa final del sistema = 10,4 g Cr + 0 g O2 + 30.4 g Cr2O3 = 40,8 g

QUE CANTIDAD DEL REACTIVO LIMITANTE HAY QUE AGREGAR PARA QUE

REACCIONE TOTALMENTE EL REACTIVO EN EXCESO

Recordar que XL O2 = ni O2 / 3 = 0.3 / 3 = 0.1 (menor)

Debe haber un X'L para el Oxígeno tal que X'L O2 = n'i O2 / 3 = 0.15 ( XL Cr = ni Cr / 4 = 0,6 / 4 = 0.15 )

Por lo tanto la nueva cantidad inicial de moles del O2 será:

n'i O2 = X'L O2*3 = 0.15 * 3 = 0,45 nuevos moles iniciales

Ya que ni O2 = 0,3 y n'i = 0,45 hay que agregar 0,15 moles de O2 o sea 0,15 * 32 = 4,8 gramos de O2


LA VALORACIÓN O TITULACIÓN

El análisis químico cuantitativo determina las cantidades de sustancia presentes en distintos sistemas. Lo hace con técnicas de gravimetría, o sea el uso de métodos basados en pesar sustancias en balanzas de precisión. Con técnicas de volumetría, métodos basado en la medición de volumenes de soluciones. Con la espectroscopía, basada en métodos ópticos y electrónicos etc. Las técnicas de la Volumetría descansan fundamentalmente en las denominadas Valoración o Titulación, o sea las que determinan el valor de la concentración o el Título de una solución.

La Titulación o Valoración se basa en una reacción química y por lo tanto habrá tantos tipos de Titulaciones como tipos de reacciones que sirvan a propósitos de cuantificación. Se conocen titulaciones de formación de precipitados, de formación de complejos, de ácidos con bases, de oxido reducción etc.

Como la Titulación tiene propósitos cuantitativos la la ecuación de la reacción involucrada y la CONDICIÓN DE ESTEQUIOMETRÍA que de ella se deriva son los elementos fundamental del asunto.

Estudiaremos el método basándonos en reacciones de neutralización de ácidos con bases y en consecuencia, la comprensión de estas reacciones por parte del alumno es fundamental. Este tipo de reacciones ya las hemos estudiado pero es importante reforzar su manejo.

Recordemos:

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN DE ACIDOS CON BASES

LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES )

OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA

m H+12 N+n2 O-2n+1 + 2 M+m ( O H )- m = M+m2 ( ( N+n2 O-2n+1 ) –2)m + 2m H2O

ESTANDARIZACIÓN DE LA BASE

Haremos la titulación de la solución de NaOH usando ácido oxálico dihidratado, C2O4H2 x 2 H2O, que por presentarse en estado sólido podemos cuantificar fácil, exacta y precisamente pesándolo en una balanza analítica de precisión.

La reacción ácido-base o de neutralización es la siguiente:

C2O4H2 + 2 NaOH = C2O4Na2 + 2 H2O

y la Condición de Estequiometría establece:

- D nAcido / 1 = - D nBase / 2 = D nSal / 1 = D nAgua / 2

y lo que realmente interesa:

D nAcido / 1 = D nBase / 2 ó

n Acido reaccionaron / 1 = n Base reaccionaron / 2 (*)

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

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..












Por lo general, la solubilidad de los sólidos originales en líquidos aumenta al aumentar la Temperatura del solvente. Las variaciones de Presión no tienen gran efecto.

En cambio, la solubilidad de gases originales en líquidos crece al aumentar la Presión y disminuye al aumentar la Temperatura.

Sistemas Sobresaturados.

En algunas situaciones la cantidad de soluto disuelta es mayor que la que corresponde a la solubilidad ?, pero es una situación inestable y se conoce como sobresaturación. Se obtienen llevando al sistema a la situación de saturación a alta temperatura y se baja bruscamente la temperatura. Mientras el sistema no se estabilice se encuentra en situación de sobresaturación. El sistema vuelve a la normalidad cuando se den las condiciones cinéticas para que el soluto en exceso precipite como sólido o bién sea liberado como gas.

Sistemas Diluídos.

Son aquellos en que la cantidad de soluto disuelto es menor que la que corresponde por la Solubilidad. Son los casos más numerosos y en torno de ellos se desarrolla el tema de Soluciones y sus propiedades.

Existen varias formas de expresar la concentración, las mostraremos en el gráfico siguiente, indicando las ecuaciónes que las definen y mostrando un ejemplo de su cálculo con los datos del sistema ya entregados:

PREPARACIÓN A PARTIR DE UNA SUSTANCIA Y EL DISOLVENTE SEPARADOS

SUSTANCIA NO SOLVATADA

Otra forma de preparar soluciones, y de muy común ocurrencia, es es partiendo de la sustancia a disolver en forma pura, que se coloca en la masa requerida en un matraz aforado de volumen adecuado, y al que se agrega el líquido solvente puro hasta llegar al enrase. Este tipo de preparación hace uso sólo de las dos primeras relaciones del ejercicio anterior. ( La sustancia debe pesarse seca, sin muestras de humedad)


SUSTANCIA SOLVATADA

Muchas sustancias, especialmente sales, tienen sus moléculas rodeadas con un determinado número de moléculas de agua y se conocen como moléculas hidratadas. Las moléculas existen como complejos, es decir iones metálicos rodeados por moléculas que se les unen por enlaces de coordinación. Existe una estequiometría definida y no se trata de agua de humedad de la muestra. Un caso típico son las sales de Cu +2 que se rodean por 5 moléculas de agua formando un complejo que da coloración azul a las sales de cobre pentahidratadas.
Un ejemplo concreto es el CuSO4 x 5 H2O, sulfato de cobre II pentahidrato.

La preparación de una solución acuosa de una sustancia hidratada no ofrece nuevas dificultades, el agua de hidratación pasará a formar parte del solvente que se agregará en la cantidad requerida hasta el enrase del matraz aforado. La masa de sustancia a pesar debe tomar en cuenta la masa del agua de hidratación y esto se consigue calculando el Peso Molecular
Hidratado, como se indica en el ejemplo a continuación. La muestra debe ser pesada seca, sin humedad, pues como ya se ha expresado el agua de humedad no es el agua de hidratación.











LA CANTIDAD DE SOLUTO

Nunca es insistir demasiado en el trabajo con las ecuaciones de definición como expresiones algebraicas. En varias ocasiones ya hemos determinado la cantidad de moles de soluto que teóricamente debe tener una solución para cumplir los requisitos de Molaridad y Volumen de solución. Utilizamos la expresión:

n soluto = M * Vsolución(L) ; que se deriva de la definición de Molaridad.

Así también podríamos utilizar las fórmulas:

n soluto = m * MASA solvente (Kg) que se deriva de la definición de molalidad,

MASA soluto (g) = (% p/p * MASA solución (g)) / 100 que se deriva de la definición de % p/p etc.

Ejemplo:



De las ecuaciones anteriores, la más importante, por ser la de más corriente aparición es: n soluto = M * V solución (L); esta ecuación la encontraremos más adelante constituyendo parte fundamental en ecuaciones de procesos de dilución, evaporación de solvente, mezcla de soluciones y Titulación.

UNIDAD 7!

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.







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.


PROPIEDADES INTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor no depende del tamaño del mismo, es decir son independientes de la masa del sistema.

PROPIEDADES EXTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor sí depende del tamaño del mismo, es decir son dependientes de la masa del sistema.

LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES.

Para dar adecuada respuesta a la pregunta planteada es necesario averiguar las relaciones matemáticas que expresan el comportamiento de las distintas variables que determinan el estado de un sistema gaseoso. Un sistema gaseoso se encuentra en un estado definido cuando, además de precisarse la naturaleza del gas, se conocen tres de las siguientes cuatro variables:

n = Número de moles, V = Volumen, P = Presión y t = temperatura.

Para comenzar el estudio de las relaciones es conveniente definir el Volumen Molar:
Volumen Molar = V = V / n (L/mol)

Ley de Boyle

Volumen Molar vs. Presión

Ley de Charles


Volumen Molar vs. temperatura
Ambas leyes se pueden agrupar en una sóla expresión:

(V P)/( n T)= k1 k2 =R= 22,4(L)*1(atm)/1(mol)* 273,16 ( °K) = 0,082 (L atm / mol °K)

Esta relación corresponde a la a Ecuación de Estado de los Gases Ideales cuya expresión más común es :

PV = n R T donde R = 0,082 (L atm / mol °K)

Esta relación es aplicable a los gases reales dentro de márgenes no extremos de Presión y temperatura.

Reiterando la pregunta: ¿Cuál sería el valor del volumen del sistema y el valor de su densidad si las condiciones de Presión y Temperatura fueran cualesquieras otras, distintas de TPE?

¿Si por ejemplo la muestra de metano estuviera a 100 °C y 1000 mmHg. (1atm = 760 mmHg)?

V = nRT/P = 0,01(mol) 0,082 (L atm / mol °K) 373,16 °K / (1000 mmHg / 760 mmHg/atm) = 0,232 (L)

densidad P,T = masa / Volumen = 0,16 (g) / 0,232 ( L ) = 0,69 ( g / L )

Pero como ya hemos establecido, la densidad es una propiedad intensiva y debería poder calcularse de datos independientes del tamaño del sistema.

densidad P,T = masa / Volumen = n M r / ( n R T / P) = Mr P / R T

densidad P,T =16 ( g/mol)* (1000 (mmHg) / 760 (mmHg/atm)) / 0,082 (L atm / mol °K)* 373,16 °K = 0,69 ( g / L )

DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

Mostraremos a continuación la forma sistemática de determinar las fórmulas empíricas y las moleculares haciendo uso de los conceptos de Ar y Mr.

ANALISIS QUÍMICO _ Ar__> FÓRMULA EMPÍRICA _Mr_> FÓRMULA MOLECULAR

Composición % Relación en el número de Atomos Número Exacto de átomos

Los datos de composición de un compuesto entregados por el Análisis Químico a la forma de composición porcentual de los elementos, es por lo general, el punto de partida. Como ya hemos establecido éstas magnitudes son de tipo Intensivas. Sin embargo, para poder calcular el número de moles de átomos, que es esencialmente de tipo extensivo, es preciso trabajar con un sistema de tamaño definido y adecuado a los datos y cálculos. Esto es, nos damos una Base de Cálculo (B.C.),por lo general 100 g. de la Sustancia, y así trabajamos con masas determinadas de los diferentes elementos.

Fórmula Molecular

La Fórmula Molecular indica la cantidad exacta de átomos de cada elemento en la molécula. Esa cantidad exacta de átomos debe mantener la proporción observada en la fórmula empírica, por lo tanto, la fórmula Molecular debe ser (CH2 )m donde m es un número entero por determinar.

Si m = 1 Mr CH2 = 14 * 1 (g/mol)

Si m = 2 Mr ( CH2 ) 2 = 14 * 2 (g/mol)

Si m = 3 Mr ( CH2 ) 3 = 14 * 3 (g/mol)

Si m = m Mr ( CH2 ) m = Mr Empírico * m (g/mol)

m = Mr / "Mr" Empírico

NOTA IMPORTANTE: Cuando se calcula la relación o proporción en que se encuentran los moles de átomos no siempre resulta ser de números enteros, en ese caso la relación debe ser llevada a números enteros por amplificación o, con decimales muy próximos a enteros, por aproximación. Los siguientes ejemplos son ilustrativos:

relación

A 1 * 2 = 2

B 2,5 * 2 = 5

relación

A 1 * 3 = 3

B 1,33 * 3 = 4

relación

A 1 * 4 = 2

B 2,25 * 4 = 9


relación

A 1 * 5 = 5

B 1,20 * 5 = 6

relación

A 1

B 2.9 = 3

Resumen primeras 6 unidades..

Unidad 1:


Metodo cientifico.- Es un modo natural, ordenado, racional, y sistematico de obtener el conocimiento. Consta de observaciones, formulacion de hipotesis y experimentos.

• El aspecto estructural fundamental es el caracter discontinuo, corpuscular o particulado de la materia que se manifiesta en fenomenos de difusion y cambios de estado fisico



• Una sustancia pura es un conjunto de moleculas identicas, de igual tamaño, masa y forma.



• Una fase es una porcion de materia que posee identicas propiedades, tanto fisicas como quimicas, en toda su extension. Los sistemas materiales pueden ser Hetorogeneos (2 o mas fases) u Homogeneos ( 1 fase)

Tecnicas de separacion de sistemas

Heterogeneos: Homogeneos:

• Filtracion Destilacion



• Filtracion simple Extracion por solvente



• Filtracion con succion de vacio Cristalizacion



• Decantacion Cromatografia



• Centrifugacion



• Sublimacion



• Disolucion



• Tamizacion

Cuando a una sustancia pura se le aplica calor, ocurre una reaccion o cambio quimico. Las sustancias de dificil ruptura o degradacion se consideran fundamentales y se les denomina como ELEMENTOS y con ellos de forman los COMPUESTOS.

Lavoisier: En cambio quimico la masa de los reactantes es igual a la masa de los productos

Proust: La proporcion en que los elemntos se combinan para formaar compuestos es definida o constante no importando la procedencia de l compuesto

Avogadro: En volumenes iguales, de cualquier gas, medidos en iguales condiciones de temperetuta y presion existe igual numero de moleculas

Unidad 2:

Proton: carga electrica positiva

Neutron: Sin carga electrica

Electron: carga electrica negativa

N° masico A Carga electrica o estado de oxidacion

SIMBOLO

N° Atomico Z Atomicidad

N° atomico: Protones

N° masico: N° de protones + N° de neutrones

Carga electrica: N° de protones - N° de electrones

ISOTOPOS: son atomos de igual Z pero distinto A

ISOBAROS: sona tomos de igual A pero distinto Z

El peso atomico relativo se calcula multiplicando el peso atomico por la atomicidad del elemento

UNIDAD 3:

Energia de un foton= hv

h: constante de planck: 6,62x10(-27)

N° cuanticos

n: N° cuantico principal; se asocial al tamaño y energia de los orbitales; tiene avlores infinitos

l: N° cuantico secundario; se asocia al tipo o forma de los orbitales; tiene n valores

0 1 2 3......(n-1)

s p d f cada numero se asocial a la letra señalada

m: N° cuantico magnetico; se asocial a la orientacion espacial de los orbitales; tiene valores 2l+1; va de -1 al 1

s: N ° cuantico de spin electronico; se asocial al giro del electron sobre su eje; tiene 2 valores -1/2 y 1/2orbital p(px, py,pz)

orbital d (5 orbitales)

orbital f (7 orbitales)

Los orbitale con electrones desapareados tienen propiedades PARAMAGNETICAS y si todos los orbitales tienen electrones apareados se determina el DIAMAGNETISMO.

• Electrones de valencia: electrones del ultimo nivel+ electrones anteriores incompletos

UNIDAD 4

Propiedades periodicas de los elementos:

Radio atomico( RA): es la distancia entre el nucleo del atomo y el electron periferico. El RA disminuye "suavemente" al aumentar Z en su periodo y aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un grupo o familia

Las estructuras isoelectronicas son iones positivos o negativos o bien atomos neutros que poseen igual configuracion electronica( igual al numero de electrones). El RA debe ser igual

Electroafinidad (EA): es la energia que se ibera cuando un atomo libre y neutro capta un electron
A° (g)+ e= A-1(g) + EA

Es inverso al RA. no cuenta para los gases nobles

Potencial de ionizacion (PI): Es la energia que se necesita para arrancar el electron periferico a un atomo neutro libre

A°(g)+ PI= A+1 (g)+e

Es inverso al RA.

Electronegatividad (EN): es una magnitud que engloba tanto al PI como a la EA, y en consecuencia es proporcional a ambos. Es inverso al RA

Electropositividad(EP): es una magnitud de sentido inverdo de la EN. Tampoco cuenta para los gases nobles

Los atomos de elementos (no gases nobles) realizan transferencias electronicas para formar iones o formar moleculas de tal formade alcanzar la configuracion electronica del gas noble mas cercano. Las formulas(atomicidades) de aquellas moleculas pueden deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidacion de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea electricamente neutra.

Tipos de compuestos fundamentales

• Oxido metalico
• Oxido no metalico
• Hidroxicos
• Oxacidos
• Hidracidos

Acido:HA

Base:BOH

Sales:HA +BOH

Hidruros:M°+ m/2 H°2= M(+m)H(-)m

UNIDAD 5

El enlace quimico es la fuerza que une a los atomos para formar las moleculas (los gases nobles tienen 8 electrones de valencia;regla del octeto)

Tipos de enlaces:

• Ionico: Cesion de electrones, de parte de un atomo fuertementente electropositivo a otro fuertemente electronegativo
• Covalente: Comparticion de parejas de electrones entre atomos de parecida o igual electronegatividad

Carga formal: N°electrones de valencia-(N° electrones no enlazantes+1/2 N° electrones enlazantes)

Geometria molecular:

• Polar: angular

Piramidal

• Apolar: lineal

plana

UNIDAD 6

El enlace covalente es el mas fuerte, lo sigue el ionico y finalmente el metalico que es el mas debil.

CHONPS: enlace covalente

Fuerzas intermoleculares

Tipo molecular fuerza Magnitud Punto de fusion y ebullicion

Apolar Van der walls debil muy bajo

polar Atraccion Dipolo-Dipolo mediana bajo

X-H(FON) Puente Hidrogeno fuerte mediano

Unidad 6

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 cuenta pués en este caso lo determinante son las fuerzas entre moléculas o fuerzas intermoleculares y en algunos casos son fuerzas 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.

FUERZAS INTERMOLECULARES

TIPO MOLECULAR	FUERZA	MAGNITUD	FENÓMENO	SOLUBILIDAD	PUNTO DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
APOLAR	VAN DER WAALS	DEBIL	POLARIZABILIDAD ELECTRONICA	SOLVENTE APOLAR	MUY BAJOS
POLAR	ATRACCIÓN DIPOLO-DIPOLO	MEDIANA	POLARIDAD MOLECULAR PERMANENTE	SOLVENTE POLAR	BAJOS
____ X - H ( X= F, O, N )	PUENTE HIDROGENO	FUERTE	POLARIDAD PERMANENTE LOCALIZADA	SOLVENTE POLAR	MEDIANOS

EFECTOS COMPARADOS DE DISTINTAS FUERZAS INTERMOLECULARES SOBRE LAS TEMPERATURAS DE EBULLICIÓN 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.

RESUMEN

MAPA CONCEPTUAL

ACERCA DE LAS PROPIEDADES FISICO QUIMICAS

DE LAS SUSTANCIA PURAS

Unidad 5!!

CRITERIOS PARA DECIDIR LA HIBRIDACIÓN

1:- CRITERIO MULTIPLICIDAD DE LOS ENLACES

Hay que observar la multiplicidad 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 hibridación debe 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 s la 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 , tres parejas de electrones la hibridación es sp² y cuatro parejas de electrones la hibridación es sp³ .

OTRAS HIBRIDACIONES Y LAS PRINCIPALES GEOMETRIAS MOLECULARES

ALGUNAS APLICACIONES

TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES

SU OBTENCIÓN FORMAL Y DENOMINACIÓN ACTUAL Y ANTIGUA

OXIDOS METALICOS

M 0 + O 0 2 ________ > M +m 2 O –2m

Ejemplos: Cu +12 O –2 Oxido de cobre I , antes Oxido cuproso
Cu +2 O –2 Oxido de cobre II , antes Oxido cúprico

OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)

N 0 + O 0 2 _________> N +n2 O –2n

Ejemplos: C +2 O –2 Oxido de carbono II , antes Anhidrído carbonoso
C +4 O –22 Oxido de carbono IV, antes Anhidrído carbónico
Como se puede observar, la denominación antigua que es muy persistente, depende del Número de Oxidación con que interviene el elemento. Esta nomenclatura usa prefijos y terminaciones alrededor de la raíz del nombre del elemento de acuerdo al número de estados de oxidación que posee el elemento y a la posición, entre éstos, del número de oxidación en uso.
Así:
Número de estados 1 2 3 4
de Oxidación
hipo ------ oso hipo ------ oso
------- ------oso ------ oso ------ oso
------ico ------ ico ------ ico
per ------ ico
------- = raíz del nombre del elemento

LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)

M +m2 O -2m + m H+12 O-2 = 2 M+m ( O-2 H+1)m
Ejemplo:
Al +32 O -23 + 3 H+12 O-2 = 2 Al+3 ( O-2 H+1)3 ( Al ( OH)3 ) Oxido de Aluminio Hidróxido de Aluminio


LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)

N +n 2 O -2n + H+12 O -2 = H+12 N+n2 O-2n+1
Ejemplo:
S+6 O-2 3 + H+12 O–2 = H+12 S+6 O-24 ( H2 S O4 )
Anhídrido Sulfúrico Acido Sulfúrico

LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)
n H 02 + N 02 = 2 H+1n N – n
Ejemplo:
n H 02 + S 02 = 2 H+12 S – 2 ( H2 S )
Acido Sulf hídrico
LOS ACIDOS Y LAS BASES
Mejor que un nuevo tipo de compuestos habría que señalar que son compuestos que poseen una propiedad relacionada a la reacción de disociación del agua y a los iones que allí son liberados:
H2O
H2O = H + + OH –
ión hidrógeno ión hidroxilo
ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno
H2O
HA = H + + A –
ácido ión hidrógeno anión del ácido
Así se comportan los oxácidos y los hidrácidos:
Ejemplos:
H 2 S O 4 = 2 H + + SO4 –2
Ácido sulfúr ico Anión sulf ato (1)
Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión
oso _____________> ito
ico _____________> ato
H 2 S = 2 H + + S –2
Ácido sulf hídrico Anión sulf uro
Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión hídrico ___________> uro
BASES son sustancias de fórmula general BOH que se disocian en agua liberando el ión hidroxilo.
H20
BOH = B + + OH –
base catión de la base ión hidroxilo
Así se comportan los hidróxidos:
Ejemplo:
u ( O H ) 2 = Cu+2 + 2 OH -
catión cúprico (1)
Anión es un ión de carga negativa y Catión es un ión de carga positiva. Los nombres provienen de la Electroquímica

LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES)
OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+12 N+n2 O-2n+1 + 2 M+m ( O H )- m = M+m2 ( ( N+n2 O-2n+1 ) –2)m + 2m H2O
Ejemplo:
3 H+12 S+6 O -24 + 2 Al+3 ( O H)-3 = Al+32 ((S+6 O –24) -2)3 + 6 H2O
( 3 H2 S O4 + 2 Al ( O H) 3 = Al 2 (S O4) 3 + 6 H2O )
Acido Sulfúrico Hidróxido de Aluminio Sulfato de Aluminio Agua
HIDRACIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+1n N – n + n M+m ( O H )– m = M+mn N – nm + mn H 2 O
Ejemplo:
H+12 S–2 + 2 Al+3 ( O H ) -3 = Al +32 S– 23 + 6 H 2 0
( H2 S + 2 Al (OH )-3 = Al2 S3 + 6 H 2 0 )
Acido Sulfhídrico Hidróxido de Aluminio Sulfuro deAluminio Agua


LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)
M0 + m /2 H02 = M+m H -m
Ejemplo:
Mg0 + H02 = Mg+2 H–2 ( Mg H2 )
Hidruro de Magnesio

Mecanica cuantica ondulatoria

Efecto Compton

DUALISMO ONDA- PARTÍCULA

FOTÓN = ONDA EFECTO COMPTON ==> particula

ELECTRÓN = PARTÍCULA DIFRACCIÓN DE ELECTRONES (1927) ==> ONDA


DE BROGLIE " Todo cuerpo en movimiento tiene una onda asociada"
λ = h / m x v = h / p

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSENBERG

Es imposible conocer simultáneamente la posición x y el momento p de un electrón
D x D p = l . h / l = h > 0

ECUACION ONDA PARTÍCULA DE SCHRODINGER


Ecuación diferencial de 2° orden para sistemas onda partícula, en tres dimensiones e independiente del tiempo donde:

h = constante de Planck

y = Amplitud de la onda

m = masa dela partícula

x,y,z = coordenadas de posición

V(x,y,z ) = Energía Potencial

E = Energía de la partícula

Resolver la ecuación es, lograr por integración, expresiones para:
y = f (x,y,z) ; E = g (x,y,z)

y 2 a Probabilidad de encontrar la partícula en x,y,z

El encontrar, mediante el cálculo, las zonas de alta probabilidad de encontrar la partícula equivale a determinar los orbitales.

La Ecuación de Schorodinger se aplica al átomo de Hidrógeno y se resuelve obteniendo expresiones para y y E del tipo trigonométricas. En estas expresiones aparecen los denominados números cuánticos n, l, y m cuyas combinaciones se asocian a zonas de alta probabilidad de encontrar el electrón u orbitales.

Böhr, basándose en la interacción electrostática y en las leyes del movimiento de Newton demostró que la energía que tiene el electrón en el átomo de hidrógeno viene dado por:
En = -K (1/n2)
Donde k tiene un valor de: k = 2,18· 10 -18 J
La variación de energía de una transición vendrá dada, según la ecuación de Planck por:
DE = Ej-Ei = h · (c/l) = k (1/ni2 - 1/nj2)

donde h es la constante de Planck: h=6,63·10-34 J·s y c=3·108 m/s

Los 4 postulados de Bohr
En los tres artículos que publicó en el Philosophical Magazine en 1913, enunció cuatro postulados:1) Un átomo posee un determinado número de órbitas estacionarias, en las cuales los electrones no radian ni absorben energía, aunque estén en movimiento.2) El electrón gira alrededor de su núcleo de tal forma que la fuerza centrífuga sirve para equilibrar con exactitud la atracción electrostática de las cargas opuestas.3) El momento angular del electrón en un estado estacionario es un múltiplo de h/2p (donde h es la constante cuántica universal de Planck).4) Cuando un electrón pasa de un estado estacionario de más energía a otro de menos (y, por ende, más cercano al núcleo), la variación de energía se emite en forma de un cuanto de radiación electromagnética (es decir, un fotón). Y, a la inversa, un electrón sólo interacciona con un fotón cuya energía le permita pasar de un estado estacionario a otro de mayor energía. Dicho de otro modo, la radiación o absorción de energía sólo tiene lugar cuando un electrón pasa de una órbita de mayor (o menor) energía a otra de menor (o mayor), que se encuentra más cercana (o alejada) respecto al núcleo. La frecuencia f de la radiación emitida o absorbida viene determinada por la relación: E1-E2=hf, donde E1 y E2 son las energías correspondientes a las órbitas de tránsito del electrón.

Modelo Atomico de Bohr
El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo cuantizado del átomo que Bohr propuso en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones.Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen.Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.

EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO SEGÚN EL MODELO ATÓMICO DE BOHR.

El modelo atómico de Bohr explica la estructura del átomo de hidrógeno de la siguiente forma:
El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.
El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Ésta órbita es la de menor energía.
Si se comunica energía a este átomo, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa.

El efecto electrolito