Quimica Unam i292w

QUÍMICA Clase 1 CONCEPTOS BASICOS Y PROPIEDADES DE LA MATERIA QUIMICA. Es una ciencia que estudia la naturaleza de la materia, los cambios en la composición de la misma y sus relaciones con la energía, es decir, sus transformaciones diversas producidas por sus reacciones recíprocas sucesivas o bien por la acción de los agentes naturales como el calor, la luz y la electricidad. ATOMO. Una molécula de agua se puede dividir en 3 partes más pequeñas. Sin embargo, cuando se divide ya no es la misma sustancia, es decir estas porciones ya no tienen las propiedades físicas ni químicas del agua. Estas porciones submoleculares se llaman átomos. Un átomo es la partícula más pequeña e indivisible de la materia. Los químicos por diversos métodos han aislado muchos mile de sustancias puras de la corteza terrestre, los océanos y la atmósfera, algunas de estas sustancias son únicas por los que se les denomina: ELEMENTOS que son sustancias simples que no pueden ser descompuestas en otras màs sencillas por métodos químicos, formadas por un mismo tipo de átomos (6.023X1023). Los elementos se encuentran clasificados en la tabla periódica. MOLÉCULAS.- Una molécula, es entonces un conjunto de átomos unidos por fuerzas relativamente potentes, llamadas enlaces químicos y es la partícula más pequeña que puede existir como sustancia compuesta. Las moléculas de los compuestos están constituidos por átomos de los elementos que los forman.

Figura No.1.Moléculas más comunes .Encarta, 2006. COMPUESTO.- es una sustancia pura formada por 2 o más elementos, combinados de manera que solo la acción química puede separarlos y los elementos que componen cada sustancia no pueden ya ser identificados por sus propiedades individuales originales. Ej. Azúcar formado por C, H y O. Las propiedades de un compuesto son muy diferentes de los elementos de que está formado, la relación entre sus componentes siempre es constante. MATERIA.- aquèllo que ocupa un lugar en el espacio que se encuentra ordinariamente en cualquiera de los tres estados sólido, líquido y gaseoso. MEZCLAS.- Cuando dos o màs sustancias se unen para formar una tercera, se forman las mezclas., las cuales pueden definirse como la uniòn de dos o màs sustancias que no están combinadas químicamente, en las que cada una conserva separadamente todas sus propiedades originales, de suerte que el conjunto presenta el promedio de las propiedades de aquéllas que la forman pueden ser separadas por medios mecánicos y físicos. 1

La relación entre los constituyentes es variable. Generalmente no hay manifestación de absorción o desprendimiento de energía. HOMOGÉNEAS.- Sus partes componentes están distribuidas de manera totalmente uniforme, sus constituyentes no son distinguibles entre sí. Ejemplo, el agua de mar, el aire y la leche. HETEROGÉNEAS.- las partes componentes no están distribuidas uniformenmente sus componentes, por lo que se distinguen entre ellos, por ejemplo la mayor parte de las rocas y minerales que existen en la corteza terrestre.

ESTADOS FISICOS DE LA MATERIA Energía cinética.- energía que posee un cuerpo debido a su movimiento, depende de la masa y de la velocidad del cuerpo, de acuerdo a la ecuación: E = (1/2)mv2 Energía Potencial.- La que un cuerpo tiene, debido a su posiciòn o estado y puede manifestarse en un momento dado.

Energía potencial de una bola -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Una bola colocada en lo alto de un montículo (posición 1) posee energía potencial. Si la bola desciende por la pendiente, adquiere cierta velocidad v (posición 2) ). La energía potencial de la bola va disminuyendo al perder altura y se va transformando en energía cinética. En la posición 3, toda la energía potencial de la bola se ha convertido en cinética. Enciclopedia Encarta, 2006.

Cohesión..- fuerzas de atracción que mantienen unidas a las moléculas de una sustancia. Adhesión.-atracción entre las superficies de distintas sustancias. Las dos superficies adyacentes pueden tener una composición química diferentes. Las fuerzas de atracción son electromagnéticas. Todas las moléculas de una misma sustancia son sensiblemente iguales en masa, volumen, propiedades, etc., están separadas entre sí por espacios vacíos (poros físicos) mucho mayores que las partículas llamados espacios intermoleculares. Estado sólido Espacios intermoleculares muy pequeños, es decir, debido a la fuerza de cohesión es muy grande, presenta en tiene forma propia e invariable y volúmen constante, tienen también estructura cristalina. Estado gaseoso espacios intermoleculares son muy grandes, porque la acción de la cohesión es casi nula, no tienen forma propia y tienden a ocupar siempre mayor volúmen. Estado líquido Cuando la expansión molecular se halla compensada o equilibrada con la fuerza atractiva o de cohesión, no tienen forma propia, sino que adoptan la del recipiente que los contiene y su volúmen es constante. Se considera a veces un cuarto estado de la materia, el plasma, que es un estado ionizado, formado por un conjunto de partículas gaseosas eléctricamente cargadas, con cantidades aproximadamente iguales de iones positivos y negativos (cationes y aniones) CAMBIOS DE ESTADO FISICO Los cambios de estado físico se deben pues a las distancias intermoleculares, por lo tanto, para provocar un cambio de estado, bastará disminuir o aumentar dichos espacios, lo cual se logra por variaciones de temperatura y presión. Fusión - paso de sólido a líquido, la temperatura a la cual se realiza se llama punto de fusión. Solidificación - paso de lìquido a sòlido Evaporación – paso de lìquido a gas o vapor 2

Licuaciòn o condensación – paso de gas o vapor a lìquido Sublimación – paso de sòlido a gas y de gas a sòlido sin pasar por lìquido. (yodo, mercurio, mentol, naftaleno, sales de amoníaco, etc.)

PROPIEDADES DE LA MATERIA PROPIEDADES GENERALES dependen de la cantidad de materia Son aquéllas que presentan todos los cuerpos o sustancias como son: Masa, peso, inercia, porosidad, divisibilidad, volumen, elasticidad. PARTICULARES O ESPECÍFICAS Nos permiten identificar a la materia Son específicas para cada sustancia y sirven para identificarla, como color, olor, sabor, densidad, punto de ebullición, punto de fusión, solubilidad, oxidacón, cobustión etc. PROPIEDADES FÍSICAS Se refieren al modo de existir de las sustancias, es decir a su estado físico, o a las modificaciones que presentan sin alterar su constitución.color, olor, sabor, tacto, dureza (organolépticas), punto de fusión, punto de ebullición, densidad, peso específico, etc. PROPIEDADES QUÍMICAS.- Son las que tratan de la manera de reaccionar unas sustancias con otras, y de las modificaciones que sufren con alteración esencial de la materia. Por ejemplo: masa atomica, número atómico, grado de actividad,carácter metálico, valencia, el ser combustible o comburente, etc. DIFERENCIA ENTRE FENÓMENOS FÍSICOS Y QUÍMICOS A las modificaciones o cambios que sufre la materia bajo la acción de las diferentes formas de energía, en química les llamamos fenómenos, pueden clasificarse dentro de dos amplias categorías. En los fenómenos físicos no se altera la naturaleza química fundamental de la materia son reversibles. La congelación del agua es un ejemplo. F En los fenómenos químicos, la naturaleza química fundamental de la materia es alterada en forma definitiva, este cambio no es reversible porque se da lugar a otras propiedades distintas de la sustancia original. Ej. Es la conversión de agua en gas hidrógeno y oxígeno La oxidación del hierro, en éste caso el hierro reaccionó con el oxígeno atmosférico. Q MÉTODOS FÍSICOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS Las sustancias no se encuentran puras en la naturaleza, sino que siempre están asociadas o mezcladas con otras en mayor o menor proporción, para estudiarlas se requiere separarlas. Una tarea continua de los químicos es separar las sustancias puras de las mezclas. Algunos de los métodos más comunes son los siguientes. 3

DECANTACIÒN.- Se emplea para separar dos sustancias líquidas, siempre que estas no sean miscibles (solubles) y tengan distinta densidad; también sirve para separar una sustancia líquida de otra sólida, siempre que esta sea insoluble en el seno de un líquido y se encuentre sedimentada. Así podemos separar por ejemplo, la arena del agua. Para separar dos lìquidos por decantación (agua – aceite), se utilizan las llamadas peras o embudos de decantaciòn o separación, pipetas o buretas. La separación de un sòlido de un lìquido se puede hacer también en simples vasos de precipitados y con la ayuda de una pipeta. FILTRACIÒN.- Se separa un sòlido de un lìquido (tierra – agua), en el que el primero se halla en suspensiòn, sirvièndose de medios porosos (FILTROS), los cuales permiten el paso del líquido y detienen la materia sólida no soluble. DESTILACIÒN.- consta de dos procesos fundamentales: Evaporación y condensación o sea, paso de lìquido a vapor y de vapor a lìquido. (es una operaciòn fìsica).Se emplea para separar un sòlido de un lìquido y hay tambièn la destilaciòn fraccionada, mediante la cual pueden separarse dos lìquidos miscibles entre sì (alcohol – éter) a condición de que tengan distintos puntos de ebullición.

DISTINTA SOLUBILIDAD.- Se pueden separar dos sólidos perfectamente mezclados (Fe – S), aprovechando la propiedad de uno de ellos de ser soluble en un líquido determinado (disolvente), mientras el otro es insoluble en dicho líquido. En el caso de Fe – S usaremos sulfuro de carbono que disuelve el S, pero no disuelve el Fe. Esta separación se completa por decantación o filtración. SUBLIMACIÓN.- Se emplea para separar sólido de sólido. Así se sublima el yodo, la cafeína, la naftalina, etc. La sustancia sublimada se deposita en las zonas frías del aparato. Para que dos sustancias se separen por sublimación se necesita que una sustancia sea sublimable y la otra no CENTRIFUGACIÓN.- Requiere de un aparato especial llamado centrífuga. La separación se basa en que imprimiendo a la mezcla un rápido movimiento de rotación, Por centrifugación pueden separarse sólidos finísimos en suspensión en el seno de un líquido, por ejemplo sustancias sólidas suspendidas en la orina o dos líquidos no miscibles, íntimamente mezclados entre sí (emulsiones), por ejemplo aceite en agua. CRISTALIZACIÒN.- Separaciòn de sustancias disueltas en el seno de un liquido, bajo la forma de cristales.puede efectuarse por vìa seca (fusiòn o sublimaciòn) o bien hay otro procedimiento que es es màs usual, la sustancia se disuelve en un lìquido adecuado, se induce un enfriamiento brusco, y se forman cristales. 4

CLASE 2 TEORÍA ATÓMICA La idea de que la materia está compuesta en última instancia por partículas discretas es muy antigua. Cerca del año 400 a.C. los filósofos griegos Leucipo y Demócrito concibieron que la materia estaba constituida por partículas pequeñísimas , e indivisibles, a las cuales llamaron átomos. En el año 1808 John Dalton, químico inglés, dio las bases científicas de la Teoría atómica y determinó los pesos atómicos de varios elementos. Sus principales postulados son: 1.La hipótesis atómica ite que cada elemento está formado por partículas de tamaño extraordinariamente pequeño aunque finito que reciben el nombre de átomos del griego a- privativa y tomé – división 2- Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí y tienen su propio peso y 3.-Se forman las sustancias compuestas cuando se combinan átomos de más de un elemento. En un compuesto puro el número de átomos de los elementos presentes son definidos y constantes. La teoría de Dalton dejó sin explicar el porqué algunos elementos reaccionan entre sí y otros no. Las primeras evidencias de las partículas subatómicas provinieron de experimentos que requerían la conducción de la electricidad a través de gases a bajas presiones denominados rayos catódicos, mediante un estudio cuidadoso de éste fenómeno J.J. Thomson demostró en 1897 la existencia de partículas con carga negativa que el llamó electrones, cuya masa es 1 / 2000 de la masa del átomo de hidrógeno. Thomson propone una Teoría Atómica que se conoce como la “Teoría del Budín con pasas” , en la cual el átomo es una esfera de electricidad positiva en la que se insertan corpúsculos de electricidad negativa (los electrones) como si fueran pasitas dentro de un pastel.

-------------------------------------------------------------------------------Átomo.Encarta, 2006.

Los experimentos de Rutherford influyeron en las ideas respecto a la naturaleza de los átomos. Emplendo una fuente radiactiva para bombardear una lámina de oro con partículas alfa, la mayoría la atravesaban y una que otra eran desviadas hacia atrás en ángulos agudos,

5

Experimento de Rutherford. Encarta, 2006.

Rutherford pudo demostrar matemáticamente que esa dispersión era provocada por un centro de carga positiva dentro del átomo de oro, así estableció que el átomo tiene un núcleo compacto.y de carga positiva, En 1932 James Chadwick estudiando el fenómeno de la radiación descubrió el neutrón, descubrimiento que condujo a la fisión nuclear y a la bomba atómica. Actualmente se sabe que todos los átomos de todos los elementos están formados fundamentalmente por tres clases de partículas. Protones, electrones y neutrones. En el nùcleo de un àtomo hay dos diferentes tipos de partìculas .PROTONES..- particulas de carga positiva, tienen una masa casi igual a la del àtomo de hidrògeno y. NEUTRÒNES- partìculas eléctricamente neutras que resultan de la unión de un protón con un electrón, con una masa equivalente a la del protòn.. Los ELECTRONES .- partículas eléctricamente negativas que se pueden encontrar en el núcleo del átomo unidos a los protones, formando los neutrones y se encuentran también en órbitas alrededor del núcleo

MODELO ATÓMICO DE BOHR Establece que los electrones planetarios giran en órbitas elípticas colocadas en planos diferentes, propuso que los electrones que estaban fuera del núcleo de los átomos solo podían encontrarse en determinados y definidos niveles de energía. En segundo lugar, propuso que, en tanto se mantienen los electrones en determinados niveles o estados de energía electrónica no ganan ni pierden energía y por lo tanto no irradian energía. Estos niveles estables de energía se llaman estados estacionarios del átomo. Sin embargo un electrón puede “saltar” de un nivel de energía a otro. Cuando un electrón desciende o cae a un nivel de menor energía, se emite la diferencia de energía, como un cuanto de energía. Si el salto es de un nivel a otro de más alta energía, debe ser absorbida la energía entre los dos niveles. Esto explica los espectros de emisión y absorción. Cada línea de un espectro representa la transición de un electrón desde un estado de energía a otro. Estableció el número cuántico principal n que tiene valores 1,2,3......, los cuales representan niveles de energía. Su modelo describe un átomo formado por un núcleo positivo, donde se encuentra concentrada casi toda la masa y los electrones girando en niveles de energía cuantificada. 6

Schrödinger.- Dedujo una ecuación matemática compleja, para determinar la región más probable del espacio donde se encuentra el electrón, se resuelve con cuatro números que son los números cuánticos, n, l, m, s. LOS ÁTOMOS, LOS NÚMEROS ATÓMICOS Y MASAS ATÓMICAS MASA ATÓMICA.- El peso (masa) del átomo se debe al núcleo ya que los electrones son demasiado ligeros cerca de 1 / 2000 y aunque algunos átomos tienen un gran número de electrones, el peso de ellos es tan pequeño que no se hace perceptible en el peso del átomo. Por ello se establece que la masa atómica está dada por el número de protones libres y los neutrones que existen en el núcleo de un átomo. MASA ATÓMICA = A = p + n NÚMERO ATÓMICO . Indica el número de protones libres que se encuentran en el núcleo y que es igual al número de electrones planetarios. NÚMERO ATÓMICO= Z = p = e En el elemento hidrógeno por ejemplo, encontramos tres clases diferentes de núcleos atómicos , que contienen 0, 1 y 2 neutrones, respectivamente llamados protio, deuterio y tritio, respectivamente. Estas tres especies se denominan isótopos del elemento hidrótgeno, difieren en masa.. -

------------------------------------------------------------------------------------------------Isótopos del Hidrógeno. Encarta, 2006. NUMERO DE NEUTRONES.- Como ya hemos visto en todos los átomos el núcleo contiene protones libres y protones ligados a electrones para formar los neutrones. En un átomo determinado fácilmente se puede saber el número de combinaciones (protón – electrón) por la diferencia entre la masa (peso atómico) y el número atómico. N=A–Z Ejemplo: Determine el número de neutrones del Rubidio (Rb). A = 85 uma neutrones = A-Z protones= Z electrones=Z Z = 37 neutrones = 85 – 37 = 48 protones= 37 electrones=37

7

MASA MOLECULAR O PESO MOLECULAR Es la suma de las masas atómicas de los elementos que forman la molécula en el número de veces que se encuentran presentes. Ejemplo: Calcule el peso molecular de la Glucosa C6 H12 O6 Masas atómicas C = 12 H= 1 O = 16

Se multiplica por el número de átomos C = 12 x 6 = 72 H = 1 x 12 = 12 O = 16 x 6 = 96

Se realiza la sumatoria total C = 12 x 6 = 72 H = 1 x 12 = 12 O = 16 x 6 = 96 PM = 180 g / mol

REPASO DE CONCEPTOS IONES.- Átomos con carga positiva o negativa que se forman al eliminar o agregar electrones a un átomo neutro. CATIÓN: Cuando un átomo pierde electrones adquiere carga positiva a este fenómeno químico (perder electrones se le denomina OXIDACIÓN) Por lo que un catión es un átomo que se ha oxidado. Como ejemplos de iones positivos (cationes) tenemos el ión de sodio, Na + por la pérdida de un solo electrón Átomo de Na (11p+, 11e- ) ión Na+ (11p , 10 e-) + eANIÓN: Cuando un átomo gana electrones adquiere carga negativa a este fenómeno químico (ganar electrones se le denomina REDUCCIÓN) Si un átomo gana 1 o más electrones se convierte en un anión. Dos iones negativos (aniones) muy comunes son el ión de cloruro Cl-, Y el ión de óxido O2-, formados cuando los átomos del cloro o del oxígeno adquieren electrones extra. Átomo de Cl (17p+ , 17e- ) + eión Cl - (17p+, 18e-) VALENCIA Es la capacidad de un átomo o radical para combinarse con otros y está en función de los electrones ganados o perdidos. Los electrones del nivel de energía más externo son llamados electrones de valencia. ENERGÍA DE RADIACIÓN Radiactividad.- desintegración espontánea o artificial de núcleos atómicos mediante la emisión de partículas subatómicas llamadas partículas alfa y partículas beta, y de radiaciones electromagnéticas denominadas rayos X y rayos gamma. CLASE 3 TEORIA CUÁNTICA

las partículas pequeñas obedecen las leyes de una clase de mecánica algo diferente, llamada mecánica cuántica. La mecánica cuántica es parte de una teoría general llamada Teoría Cuántica. Ésta es en la actualidad la teoría fundamental usada para explicar el comportamiento de los electrones y otras partículas pequeñas. DISPOSICION DE LOS ELECTRONES EN LOS ÁTOMOS LOS NÚMEROS CUÁNTICOS No es posible determinar la posición exacta de un electrón, porque estos están en constante movimiento, solo se puede determinar la probabilidad de encontrar un electrón en cierto punto para un momento dado, para solucionar esto se necesita un conjunto de cuatro números simbolizados por las letras n, l, m, y s, que se llaman números cuánticos. 8

PRIMER NUMERO CUÁNTICO n.- Es el número cuántico principal, es de capital importancia para determinar el nivel de energía de un electrón, siempre es un número entero y puede tener los valores: n = 1,2,3,4,5,...pero no cero. Los electrones que tienen el mismo valor de n se mueven más o menos en la misma región y se dice que están en el mismo nivel o capa. SEGUNDO NUMERO CUÁNTICO l ó Azimutal.- Cada estado de energía puede tener uno o más valores de l que dependen del valor de n para ese estado. De hecho el número de valores de l es igual al número de valores de n. El subnivel de energía y el contorno geométrico general de la nube electrónica asociada con el electrón se determina por l., el cual está limitado a los valores: l = 0,1,2.......... (n-1) Siempre empiezan con 0 y van aumentando de 1 en 1. En un electrón con un número cuántico n=1 tendrá l = 0 . Los electrones del segundo nivel donde n = 2, pueden tener un número cuántico l de 0 ó de 1, designados por l = 0 y l = 1. En el nivel n = 3, los electrones pueden tener valores de 0, 1, 2. Tiene mayor energía l = 0 que l = 1. TERCER NUMERO CUÁNTICO m o de momento magnético. Cada subnivel contiene uno o más orbitales, cada uno de los cuales se denota por este número cuántico, dependiendo del valor de l. El número de éstos está dado por 2 l + 1. Para un subnivel con l = 2 habrá (2 x 2 + 1) = 5 orbitales magnéticos. Este número está asociado con la orientación de la nube electrónica, respecto a una dirección dada, para un valor de l, m puede tener un valor entero cualquiera entre – l y + l., pasando por 0. Esto es: l = 3, m = -3,-2, -1,0,+1,+2,+3 l = 2, m = -2, -1,0,+1,+2 n=4 l = 1, m = -1,0,+1 l = 0, m = 0 CUARTO NÚMERO CUANTICO s ó espín.- Se obtiene una descripción completa de un electrón al incluir s, refleja el giro del electrón sobre su propio eje, no está relacionado con los otros tres números cuánticos anteriores. Se ha probado que hay solo dos formas de espín de direcciones opuestas. Por tanto solo hay dos valores posibles para este número cuántico, que se representan por los símbolos s = + ½ ó – ½. Ejemplo. l=1 m = -1 m = 0 m =+1 n=2 l=0 m=0 TIPOS DE ORBITALES Para facilitar el estudio del átomo, se ha asignado a los orbitales una notación abreviada. La clase de orbital que se considera está determinada por el valor del número cuántico l. Dependiendo del valor de l, el tipo de orbital es designado como s, p, d ó f. Estos símbolos se originan de la palabra empleada para describir los tipos de líneas espectrales que son sharp, principal, diffuse y fundamental. Valor de l l tipo de orbital 0 s 1 p 2 d 3 f

9

Además se caracterizan los orbitales en términos del valor n para el orbital. El valor de n, antecede a la letra que designa el tipo de orbital. Así cuando se habla de un orbital 1s, se está refiriendo al estado de energía electrónica definido por los números cuánticos n =1 y l = 0. Un orbital 4f tendría los valores característicos n = 4 y l = 3. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Es la distribución más probable y estable de los electrones en los diferentes orbitales disponibles en un átomo, para mayor facilidad, se distribuyen los electrones basándose en las siguientes reglas: 1. Principio de Edificación Progresiva o Regla de Aufbau.- Los electrones deben acomodarse primero en los orbitales de menor energía, antes de que se puedan llenar aquéllos con mayor contenido de energía. 2. Principio de exclusión de Pauli.- No es posible la existencia de dos electrones en el mismo átomo que tengan sus cuatro números cuánticos iguales, porque solo se pueden usar las dos posibilidades de s. (s = - ½, s = + ½). 3. Regla de Hund.-Los electrones van llenando orbitales del mismo valor de energía uno tras otro antes de que ocurra el acoplamiento de electrones en el mismo orbital. 4. Cada orbital tiene un máximo de dos electrones. 5. El acomodo se realiza siguiendo las diagonales del siguiente diagrama. .

Ejemplos: la estructura atómica del hidrógeno se representa como 1s 1. Y es su CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA., la representación gráfica es 1s la rayita representa un orbital electrónico, el 1s indica que orbital es y la flecha significa que solo hay un electrón girando en el orbital y es simbolo de las dos direcciones del spin. El elemento siguiente helio (Z = 2), tiene dos electrones y los dos están en el orbital 1s. La configuración electrónica del He es 1s2. . Para el Ar sería:

1s 18Ar

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 TABLA PERIODICA

Para el estudio de los elementos se han propuesto varias clasificaciones. La más aceptada antes era la de Mendeléiev que ordenaba los elementos en orden creciente de pesos atómicos. Entre las nuevas clasificaciones la que más se usa es la de Rydberg, perfeccionada por el P. Eugenio Saz y la del Inglés Moseley, que ordenan los elementos en orden creciente de su número atómico, llamado también número de orden (igual al número de protones o de electrones). Este ordenamiento toma en cuenta que las propiedades de los elementos dependen del número atómico y además es también una clasificación periódica como la de Mendeléiev. Se llama clasificación periódica porque las propiedades se repiten a intervalos regulares de 2, 8, 18 y 32 elementos y por lo tanto se ha enunciado la Ley Periódica de los elementos en la siguiente forma: “Las propiedades químicas de los elementos dependen de su estructura atómica y son función periódica de sus números atómicos.”.Las propiedades tienden a repetirse de forma sistemática al aumentar el número atómico. Esta periodicidad con que se presentan las propiedades de los elementos se puede observar fácilmente en las llamadas tablas o sistemas periódicos de los elementos y de ellos se han hecho y se usan muchos diferentes. El más 10

sencillo consiste en ordenar los elementos desde el hidrógeno (número atómico 1) en orden creciente hasta el Oberón (número atómico 118), colocando los elementos análogos debajo de aquél con el que tiene parecido, así tenemos que debajo del hidrógeno (número atómico 1) elemento especial, pero con propiedades parecidas a los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs y Fr), se ha colocado el Li (número atómico 3) debajo del He (número atómico 2); se ha colocado el Ne un gas raro, inerte o noble (como el Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); el Na queda debajo del litio, el F debajo del Cl, por sus propiedades son semejantes y así sucesivamente. A las filas horizontales las llamamos Períodos y a las columnas verticales grupos Podemos observar que cada Período (fila horizonatal ) comienza con un metal alcalino (Li, Na, Rb, Cs o Fr. o con el hidrógeno, en el cual se inicia un nuevo nivel o órbita, con un solo electrón, y el número de electrones va aumentando progresivamente de 1 en 1, a través del período, hasta llegar a completar la órbira de 8 electrones en el gas noble, raro o inerte, con el que termina el período. Tenemos así períodos cortos de 2 u 8 elementos y períodos largos de 18 ó 32 elementos. Nuestra tabla tiene entonces 7 períodos: Período 1, de 2 elementos H, He. Período 2, de 8 elementos Li, Be, B, C, N, O, F, Ne. Período 3, de 8 elementos Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar. Período 4, de 18 elementos K, Ca, Se, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br, Kr. Período 5, de 18 elementos Rb ------------------Xe. Período 6, de 32 elementos Ca, Ba, Lantánidos o tierras raras -------------- Rn Período 7, de 32 elementos: Fr, Ra, Ac (y los elementos siguientes llamados actínidos)--------------------On. Observamos que los períodos de 2, 8, 18, y 32 elementos su número es como el número máximo de electrones que puede haber en cada una de las órbitas de los átomos. Los grupos (filas verticales), han quedado en nuestra tabla, subdivididos en dos subgrupos, El A (de la izquierda) y el B (de la derecha). Estos subgrupos se llaman también familias químicas, así encontramos Subgrupo IA --- familia de los metales alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs y Fr. Metales blandos, blancos, extremadamente activos, no existen en forma libre en la naturaleza., generalmente se encuentran en forma de sales. Subgrupo IIA.-Familia de los metales alcalinotérreos Son menos activos que los alcalinos, pero lo suficiente para no existir libres en la naturaleza, son poderosos agentes reductores, sus óxidos se conocen como tierras alcalinas. . Subgrupo lllA,. Familia de Bo (Bo, Al, Ga, In y Tl) En este grupo aparece el primer elemento no metálico (Boro), los demas integrantes son metales, Generalmente se encuentran como óxidos. SubGrupo lV A Familia del Carbono (C, Si, Ge, Sn, Pb). Los dos primeros elementos del grupo son no metales, el carbono se encuentra en la materia orgánica, el Si en la corteza terrestre es muy abundante formado silicatos, a los demás elementos se les puede encontrar en forma de óxidos y sulfuros.. Subgrupo VA Familia del N (N, P, As, Sb, Bi). Los tres primeros elementos del grupo son no metales, el nitrógeno se encuentra en el aire y en los aminoácidos, el fósforo en forma de fosfatos y los demás en forma de silicatos. Grupo Vl.A. Familia del oxígeno o de los calcógenos (O, S, Se, Te, Po). Todos los ementos de estas familias son no metales , excepto el polonio, se les encuentra en forma libre. La palabra calcógeno significa “formador de cenizas”. Subgrupo VII A --Familia de los Halógenos F, Cl, Br, I, At. ( no metales ) Elementos no metálicos, todos forman moléculas diatómicas, son extremadamente activos. No existen libres en la naturaleza, se encuentran formando compuestos (halógeno generador de sal). Subgrupo IB --- familia de la plata Cu, Ag, Au. Se enplean en la metalurgia. Grupo O – familia de los gases raros, nobles o inertes He, Ne, etc. 11

Elementos no metálicos, . se encuentran en pequeñísimas cantidades en la atmósfera y siempre están libres. Grupos B. Metales de transición, órbitas internas incompletas. Elementos radiactivos se dividen en lantánidos y actínidos. Las tríadas de transición que son los elementos Fe, Co y Ni colocados, podríamos decir sobresaliendo de la tabla así como las otras tríadas que están debajo de ellos. APLICACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA La tabla periódica sirvió para predecir las propiedades de muchos elementos que no se habían descubierto. Actualmente nos puede servir para: Localizar los elementos en ella y poder deducir sus propiedades por el lugar donde se encuentran. METALES Y NO METALES EN LA TABLA PERIÓDICA De los 118 elementos conocidos 81 pueden clasificarse como metales. Los metales (elementos que tienen de 1 a 3 electrones en su última órbita), se encuentran colocados a la izquierda de la tabla periódica y los que se encuentran en el extremo izquierdo (metales alcalinos) son los que tienen más marcado su carácter metalico (más fácilmente pueden perder sus electrones de la última órbita quedando con tantas cargas eléctricas positivas como electrones pierdan). Por ejemplo: son metales Li, Na, K, Cu, Ag, Au, Mg, Ca, Sr, Ba, Hg, Ra. El carácter metálico disminuye al recorrer la tabla periódica hacia la derecha y disminuye al recorrerla hacia abajo. PROPIEDADES DE LOS METALES Todos los metales tienen en diverso grado las siguientes propiedades físicas. PROPIEDADES FÍSICAS 1. Son sólidos, excepto el mercurio 2. conductividad eléctrica alta 3. conductividad térmica alta 4 Lustre, es decir tienen brillo porque reflejan la luz. 5. Ductilidad y maleabilidad.- se pueden enrollar y se pueden martillar en hojas delgadas PROPIEDADES QUÍMICAS 1. Tienen de 1 a 3 electrones en su última órbita 2. Son electropositivos, es decir que tienden a perder electrones con facilidad. Desde un punto de vista químico esto significa que tienden a formar iones positivos ej. Na+ , Mg2+ , Al3+, cuando reaccionan con los no metales. 3. Sus óxidos son básicos. PROPIEDADES DE LOS NO METALES Hay 17 elementos que se clasifican de ordinario en los no metales. PROPIEDADES FÍSICAS 1. Pueden ser gases o sólidos uno solo es líquido el Br. 2. No son conductores de la corriente eléctrica 3. Tienen un aspecto mate y no brillante. 4. Todos los sólidos no metálicos se rompen si se alargan o martillan 5. Presentan colores variables o pueden ser incoloros 6. Algunos elementos de los no metales presentan el fenómeno de alotropía (se presentan en dos o más formas físicas diferentes como el C, S y Sn) PROPIEDADES QUÍMICAS 1. Tienen de 4 a 7 electrones en la última órbita 2. Son electronegativos (ganan electrones con facilidad) 3. Tienden a formar iones negativos O-2 , Cl-1. 12

4. Sus óxidos son ácidos. METALOIDES o ELEMENTOS ANFOTÉRICOS : Pueden considerarse como una transición entre metales y no metales y poseen la propiedad de comportarse químicamente como unos o como otros, según las condiciones del medio en que reaccionen. Estos elementos son pocos y se localizan a lo largo de una línea diagonal en la tabla periódica son el B, Si, Ge, As, Sb, y Te. PROPIEDADES PERIODICAS

CLASE 4 VALENCIA COMO PROPIEDAD PERIÓDICA En general podemos decir que la valencia más importante, máxima valencia positiva y a veces la única que tiene un elemento es igual al número del grupo: es decir, aumenta de izquierda a derecha: en cambio la máxima valencia negativa de un elemento es igual al número del Grupo menos 8, o sea que aumenta de derecha a izquierda. Solo se incluyen los electrones del nivel de energía principal más externo, que son llamados electrones de valencia., el número de electrones de valencia de un átomo se expresa por el número de grupo en la tabla periódica. Ejemplos:

K

Ca

Al

Si

As

S

Cl

Ar

Grupo 1A Núm. De Electrones de valencia 1

2 A 2

3 A 3

4 A 4

5 A 5,3

6 A 7 A G0 6 ,-2 -1,7+ 0

El potasio está en el Grupo I (izquierda) su valencia positiva es 1, El Al está en el GRUPO III, su valencia positiva es 3, el Cl está en el grupo VII por lo que su valencia negativa, es 7 – 8 = -1, Pero también puede trabajar con valencia positiva 7+. El As del grupo 5 puede trabajar con máxima valencia positiva 5 y también con valencia negativa 3 (5 – 8 = - 3). Según esto los elementos de grupo O tienen valencia 0, es decir son nulivalentes. CARÁCTER METÁLICO El carácter metálico disminuye al recorrer la tabla periódica hacia la derecha y disminuye al recorrerla hacia abajo. ACTIVIDAD La actividad se refiere a la facilidad para reaccionar con otros elementos, en la tabla, de izquierda a derecha en un período, la carga nuclear incrementada enlaza más los electrones de valencia, éstos al ir un grupo hacia abajo, están menos enlazados porque entran en un nivel n más alto. Por término medio se encuentran más lejos del núcleo. De esta forma el Mg es más activo que el Sr. ELECTRONEGATIVIDAD.- Tendencia de un átomo para atraer electrones, en la tabla la electroneagatividad aumenta de izquierda a derecha y disminuye hacia abajo.

13

Valores de electronegatividad de Pauling en Masterton.

Energía de ionización: Es la energía necesaria para que un átomo pase de tener carga neutra a ser un ión , es decir, tener carga positiva o negativa.En la tabla periódica disminuyen hacia abajo y aumentan hacia la derecha:

Valores de energía de primera ionización en Masterton

Radio atómico.- Es la medida del tamaño de un átomo medido desde el centro del núcleo hasta el último orbital de electrones (la mitad de la distancia entre los núcleos de 2 átomos adyacentes). En la tabla periódica el radio atómico disminuye cuando se recorre de izquierda a derecha y aumenta al recorrerla hacia abajo.

Radio atómico en Masterton

14

REGLA DEL OCTETO DE LEWIS Los átomos al compartir electrones tienden a adquirir una configuración estable de gas noble, es decir, acompletan ocho electrones en su último nivel con excepción del He.Solo se incluyen los electrones del nivel de energía principal más externo, ejemplos:

ENLACES QUÍMICOS Las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los átomos en los compuestos se llaman enlaces o uniones químicas. Los enlaces se representan por puntos, líneas o rayas, una para un enlace, 2 para doble y 3 para triple. ENLACE ELECTROVALENTE O IÓNICO Los electrones se transfieren de un átomo a otro y forman iones positivos y negativos. Los cationes y aniones se mantienen juntos por la atracción de cargas opuestas, también se conoce a esto como atracción electrostática o de Coulomb. Cuando se han acomodado suficientes iones aparece un cristal visible del compuesto iónico. Los compuestos iónicos son sólidos (sales), solubles en agua y son electrolitos. Electronegatividad >1.7

COVALENTE Cuando un par de electrones se comparte entre dos átomos. Los compuestos que se forman no son solubles en agua, se disuelven en solventes orgánicos, no son electrolitos, casi todos son combustibles. Electronegatividad < 1.7 Ejemplo: formación de una molécula de H2 H + H ------------------- H : H o bien H - H COVALENTE NO POLAR. Dos átomos de igual y alta electronegatividad comparten un par de electrones que ambos suministran y que se halla equidistante de los núcleos. Se forma en no metales de igual electronegatividad.

COVALENTE POLAR Unión de dos átomos no metálicos de diferente y alta electronegatividad, comparten electrones, pero la nube electrónica se deforma y se ve desplazada hacia el átomo de mayor electronegatividad, originando polos en la molécula, uno con carga parcialmente positiva y uno con carga parcialmente negativa.

COVALENTES COORDINADOS Un enlace covalente en el que el átomo contribuye con ambos electrones del enlace, se llama enlace covalente coordinado. Ejemplo el Ácido Sulfúrico: 15

ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO Se trata de una atracción electrostática entre el protón combinado y otro átomo de gran electronegatividad y volumen pequeño. El protón atrae un par de electrones solitarios de un átomo como C, N, O, de una molécula próxima, o a veces de la misma molécula. Este Puente de Hidrógeno no es un verdadero enlace.

METÁLICO.- Es conocido como el modelo de “mar de electrones” , en este enfoque la red metálica se concibe como una formación ordenada de iones positivos anclados en posición semejante a las boyas de campana en un “mar” móvil de electrones como se ilustra en la figura. Se presenta en los metales y aleaciones.

Enlace metálico en Masterton.

NUMERO DE OXIDACIÓN Designa la carga que tendría un átomo cuando se transfieren los electrones de valencia al elemento más electronegativo. Se puede definir como la valencia del elemento, o de un ión que se aplica a las condiciones presentes. Se aplican algunas reglas 1. El número de oxidación del hidrógeno es 1+ excepto en hidruros como NaH, en los que es 12. El número de oxidación del oxígeno es 2- , excepto en los peróxidos que es 1-. 3. El número de oxidación de los elementos de la familia IA= 1+, IIA= 2+, IIIA 3+ 4. El número de oxidación de los elementos de la familia VII es1- (si está colocado al final de la molécula) 5. En estado elemental o libre el número de oxidación de un elemento es 0. -Ejemplo:Determine el número de oxidación del H, S, O en el compuesto H2SO4 1. Se coloca en la parte superior de cada elemento la información sobre su estado de oxidación o valencia +1 -2

H2SO4

16

2. Se multiplican los valores por los subíndices +1 -2

H2SO4

+2

-2

3. De acuerdo a las reglas del número de oxidación el balance final es igual con 0 y sube la incognita dividiendo

H2SO4 +2

-2

FUNCIONES QUÍMICAS Y NOMENCLATURA Se da el nombre de nomenclatura a las reglas que rigen la designación del nombre a las sustancias químicas inorgánicas y orgánicas. La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda el uso de la nomenclatura sistemática, que es la más extendida. ÓXIDOS Se da el nombre de óxidos a las combinaciones de los elementos con el oxígeno; son sustancias de gran interés técnico e industrial. Según su naturaleza pueden dividirse en: óxidos ácidos o anhídridos y óxidos básicos o metálicos. ÓXIDOS ACIDOS O ANHIDRIDOS Son las combinaciones de los no metales con el oxígeno: CO2, SO2, SO3, P2O3, Cl2O3, SiO2. El oxígeno en los anhídridos siempre trabajará con valencia - 2 y el no metal con valencia variable. Tienen la propiedad de que al reaccionar con el agua forman compuestos ácidos. Anhídrido + agua SO2

oxiácido

+ H2O

H 2SO4

1.- Se escribe la palabra anhídrido 2.- En segundo lugar el nombre del elemento no metálico con terminación en oso si la valencia es la menor, o ico si actúa con valencia mayor. Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 SO2 SO 3 N2O3 N205

Anhídrido hipocloroso Cloroso Clórico Perclórico Sulfuroso Sulfúrico Nitroso Nítrico

ÓXIDOS BASICOS O METÁLICOS Son las combinaciones de los metales con el oxígeno BaO, CaO, Na2O, FeO, etc. Tienen la propiedad de que al reaccionar con el agua dan origen a las bases. Óxido básico + agua Na20

+

Hidróxido

H20

2 Na0H

17

1.- Se escribe la palabra óxido 2.- En segundo lugar el nombre del elemento metálico con terminación en oso si la valencia es la menor, o ico si actúa con valencia mayor. Cu2O Óxido Cuproso CuO Óxido cúprico (También Óxido de Cu II) FeO Óxido ferroso Fe2O3 Óxido Férrico (También Óxido de Fe III) Na2O Óxido sódico o de sodio

CLASE 5 ÁCIDOS (HIDRÁCIDOS Y OXIÁCIDOS) PROPIEDADES DE LOS ÁCIDOS 1) Tienen sabor agrio especial 2) Son corrosivos y por ello disuelven a muchas sustancias 3) Precipitan al azufre de las soluciones de sus compuestos alcalinos 4) El hidrógeno es un componente característico de todos ellos y al estar en solución acuosa actúa como catión (H+) 5) El hidrógeno es fácilmente reemplazable parcial o totalmente por metales o por radicales electropositivos según su valencia. 6) Provocan el cambio o viraje de muchos colores vegetales azules a rojo. Con tornasol o con anaranjado de metilo dan color rojo. 7) Neutralizan a las bases formando sal y agua

HIDRÁCIDOS.- Combinación del hidrógeno con un no metal ej. HCl, HBr., no llevan oxígeno. 1.- Se escribe la palabra ácido 2.- En segundo lugar el nombre del elemento no metálico con terminación hídrico. HCl Ácido Clorhídrico HF Ácido Fluorhídrico OXIÁCIDOS Los anhídridos, al reaccionar con el agua, dan compuestos de adición caracterizados por tener el catión H+ y un radical electronegativo lo que da como resultado un oxiácido. Anhídrido + agua oxiácido S03

+

H20

H2SO4 Acido sulfúrico

1.- Se escribe la palabra ácido 2.- En segundo lugar el nombre del radical negativo con terminación en oso si la valencia es la menor, o ico si actúa con valencia mayor. Si viene por ejemplo de un nitrito termina en oso Si viene del nitrato termina en ico Ejemplos HClO Ácido hipocloroso, HClO2 ácido Cloroso, H2SO4 ácido sulfúrico, HNO3

18

ácido nítrico , etc.

NOMENCLATURA DE LOS OXIÁCIDOS Se designan con la palabra genérica ácido, seguida de la específica idéntica a la del anhídrido de que provienen: Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 SO2 SO 3 N2O3 N20 5

Anhídrido hipocloroso Cloroso Clórico Perclórico Sulfuroso Sulfúrico Nitroso nítrico

HClO Ácido hipocloroso HClO2 cloroso HClO3 clórico HClO4 Perclórico H 2SO3 sulfuroso H 2SO4 sulfúrico HNO2 nitroso HNO 3 nítrico

HIDRÓXIDOS O BASES Son sustancias que reaccionan con los ácidos produciendo siempre una sal y agua: Hidróxido + ácido NaOH

+

HCl

sal

+ agua

NaCl

+

H2O

PROPIEDADES DE LAS BASES 1) Poseen propiedades detergentes o jabonosas 2) Disuelven los aceites y el azufre 3) Devuelven el color azul a los colores vegetales enrojecidos por los ácidos (tornasol) 4) En su composición se tiene al radical monovalente oxhidrilo o hidroxilo (OH-) que funciona siempre como anión, es decir con una valencia negativa 5) Dan coloración rojo intenso con el indicador fenolftaleína 6) Neutralizan a los ácidos formando sal y agua 7) Se forman por acción del agua sobre los óxidos básicos o metálicos Óxido metálico Na2O

+

agua

+

H2O

hidróxido 2 NaOH

El radical OH – va unido directamente al elemento metálico. 1.- Se escribe la palabra hirdóxido 2.- En segundo lugar el nombre del elemento con terminación en oso si la valencia es la menor, o ico si actúa con valencia mayor. CuOH Cu (OH)2 KOH Na (OH)

Hidróxido cuproso Hidróxido cúprico Hidróxido potásico Hidróxido sódico

SALES Cuando reaccionan ácido y álcalis que tienen propiedades opuestas entre sí, se neutralizan mutuamente, formando compuestos que se conocen en general como sales. CLASIFICACIÓN DE LAS SALES Sales Haloideas.- Están formadas por un metal y no metal o por un radical ácido no oxigenado. 19

HIDRACIDO + BASE SAL HALOIDEA (sal sencilla) 1. El primer nombre se forma con el prefijo del nombre del no metal o radical ácido, con terminación uro. 2. El segundo nombre será formado con el nombre del metal terminado en ico si la valencia es fija, si es variable, la menor en oso y la mayor en ico. CuCl2 Cloruro cúprico Fe (CN)2 cianuro ferroso Fe (CN)3 cianuro férrico Oxisales.- El nombre genérico se forma cambiando la terminación oso del ácido de que deriven por ito; o la terminación ico del ácido por ato, según la valencia menor o mayor del radical, el nombre específico se forma con el nombre del metal ó radical electropositivo con terminación oso o íco. OXIACIDO + BASE OXISAL NOMENCLATURA DE LAS OXISALES HCLO Ácido hipocloroso NaClO hipoclorito sódico HCl O2 Cloroso KClO2 clorito potásico HClO3 clórico Ca(ClO3)2 clorato cálcico HClO4 Perclórico KClO4 perclorato potásico H2SO3 sulfuroso Na2SO3 sulfito sódico H2SO4 sulfúrico Na2SO3 sulfito sódico HNO2 nitroso Na2SO3 sulfito sódico H NO3 nítrico Ni(NO3)3 nitrato niquélico SAL ÁCIDA Si la sustitución de los hidrógenos ionizables de un ácido solo es parcial ya sea por exceso de ácido o por escasez de hidróxido, se obtienen las llamadas sales ácidas. Por ej. KHSO4 , NaHCO3 SAL BÁSICA Cuando al reaccionar un ácido con un hidróxido, hay exceso de la base, entonces se producen las sales básicas, se caracterizan por tener en la molécula el radical oxhidrilo (OH-). Por ej. Ca(OH)Cl Cloruro básico de calcio. HIDRUROS Reciben el nombre de hidruros los compuestos formados por el hidrógeno con los metales, donde el hidrógeno trabaja con valencia - 1 en forma excepcional. Por ejemplo: NaH Hidruro de sodio CaH2 Hidruro de Calcio TEORIAS ÁCIDO - BASE Las principales sustancias productoras de iones son ácidos bases y sales, a éstas sustancias se les conocen como electrolitos porque al disociarse conducen la corriente eléctrica, de ésta forma se tiene: Electrolito fuerte.- Sustancia que en agua se disocia totalmente Electrolito débil – sustancia que en agua se disocia parcialmente TEORIA DE ARRHENIUS a)Las moléculas de los electrolitos se disocian en solución acuosa, formando iones positivos y negativos. NaCl Na+ + Cl b)El número total de cargas positivas es igual al de las cargas negativas , por lo que la solución es eléctricamente neutra. c)Las moléculas y los iones se encuentran en equilibrio 20

d)El grado de ionización depende del grado de dilución. (Ramírez de Delgato et al) ÁCIDO.- sustancia que libera iones de hidrógeno en el agua. (H+) BASE.- sustancia que libera iones oxhidrilo en el agua (OH- ) CONCEPTO SEGÚN LEWIS Propone un concepto más general que enfoca la atención sobre la capacidad que tiene una especie para donar, aceptar o compartir un par de electrones, de acuerdo con esto el concepto de Lewis se encuncia de la siguiente manera: ÁCIDO.- cualquier especie que pueda aceptar, para compartir un par de electrones y se le llama electrófilo. BASE.- cualquier especie que pueda donar para compartir pares de electrones y se le llama nucleófilo.

Ramírez de Delgado et al.

CONCEPTO DE ÁCIDO SEGÚN BRONSTED AND LOWRY Teoría del intercambio protónico ÁCIDO.- Cualquier sustancia capaz de ceder protones (H+) a cualquier otro compuesto. BASE.- Cualquier sustancia capaz de recibir protones (H+) de cualquier otro compuesto. Algunos postulados son: a) Si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil. b) Si una base es fuerte, su ácido conjugado es débil. c) Las neutralizaciones entre ácido y base tienden siempre a producir el ácido y la base más débiles posibles.

CLASE 6 Especificando las concentraciones de iones H+, es posible describir cuantitativamente la acidez o basicidad de una solución. Sörensen propuso otro método para lograr este fin conocido como pH, el símbolo pH quiere decir potencial hidrógeno y expresa la acidez actual, o sea, la debida a los iones H+ y OH- activos que se encuentran en una solución. Se define como el logaritmo de la concentración de iones H+ con signo contrario. pH = - log10 H+ 21

El pH de muchísimas soluciones varía de 1 a 14 conocida como escala de pH. De la definición de pH se deduce que cuanto más bajo es el pH, más ácida es la solución. A la inversa, cuanto más alto es el pH más básica es la solución.

. Ácido fuerte.- sustancia que en solución acuosa se disocia fácilmente y pierde fádilmente su protón Ácido débil.- sustancia que no se disocia totalmente y por lo tanto pierde su protón con dificultad. Base fuerte.- Sustancia que en solución acuosa se disocia fácilmente Base débil.- sustancia que en solución acuosa no se disocia completamente El pH de una solución acuosa puede determinarse experimentalmente de varias maneras, una de ellas es el uso de indicadores acidobásicos, que experimentan cambio de color (viraje) en un estrecho intervalo de pH. El tornasol, que es rojo en medio ácido y azul en solución básica, fue uno de los primeros indicadores y todavía sigue usándose mucho. Indicadores Acido Base

Indicadores de Ph en Masterton.

Aplicaciones: Todos los fenómenos o reacciones químicas que se efectúan dentro de las células de las plantas y animales se realizan a un pH determinado. El valor del pH de los suelos influye en la mejor producción de determinadas plantas El cultivo y desarrollo de ciertos microorganismos se efectúa mejor dentro de los límites fijos de pH. Los medicamentos que deben ser aplicados intravenosos deben tener un pH similar al de la sangre que es de 7.3 – 7.4. La conservación y estabilidad de ciertas sustancias como alcaloides, vitaminas y coloides depende del pH. TIPOS DE REACCIONES REACCIÓN QUÍMICA.- Es un proceso químico en el cual reaccionan dos o más sustancias y da lugar muchas veces a la obtención de sustancias compuestas. Los compuestos químicos pueden formarse por distintos procedimientos generales. REACCIÓN DE SÍNTESIS O DE COMBINACIÓN DIRECTA Unión de un elemento a otro directamente como en el caso de: a + b -------------------- ab Fe + S -------------------- FeS REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN Estos procesos necesitan la intervención de energía generalmente térmica ( = calor) capaz de provocar los fenómenos, como en el caso de: 22

abc2

------------

ac

+

bc

CaCO3 ----------- CaO + CO2 SUSTITUCIÓN SIMPLE O DESPLAZAMIENTO Se produce cuando por mayor afinidad o energía química de combinación, un elemento libre es capaz de reaccionar, reemplazando en un compuesto determinado, a un elemento metal o no metal, que forma parte de la molécula. ab + c -----------cb + a HgS + Fe

-----------

FeS

+ Hg

DOBLE DESCOMPOSICIÓN Ó DOBLE SUSTITUCIÓN Las dos sustancias reaccionantes se descomponen mutuamente, de acuerdo con el carácter eléctrico de sus componentes (metal o no metal). En éstos casos generalmente se forma una sustancia nueva insoluble que precipita en el medio reaccionante. ab BaCl2

+ +

cd ------------ cb Na2SO4 ----------- 2 NaCl

+ +

ad BaSO4

REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN Cuando un ácidos se agrega a una base o hidróxido, ambos en solución, el H+ del ácido se combina con el OH- de la base formando agua y una nueva sustancia que no es ácida ni básica, sino neutra. El anión del ácido se combina con el catión de la base formando una sal. Ejemplo: BASE KOH

+ ÁCIDO -----------+ HCl -----------

SAL KCl

+ +

AGUA H20

REACCIONES DE ÓXIDO – REDUCCIÓN ó REDOX Son aquéllas reacciones en donde se presenta una transferencia de electrones, por lo que un elemento aumenta su número de oxidación a expensas de otro, es decir, simultáneamente se tiene una oxidación y una reducción. Oxidación.- una sustancia pierde o comparte electrones, por lo que aumenta su número de oxidación. La sustancia que pierde fácilmente electrones hace que otra se reduzca, por lo que se llama agente reductor. Reducción.- cuando una sustancia gana electrones se reduce y disminuye su número de oxidación. Las sustancia que ganan fácilmente electrones hacen que otras se oxiden, por lo que reciben el nombre de agente oxidante Ej: Sn+2 ------------ Sn +4 + 2 eEl ión estaño es oxidado porque perdió dos electrones Hg+2 + e- ----------- Hg+1

23

CLASE 7 BALANCEO DE REACCIONES ECUACIÓN QUIMICA Se define como la expresión abreviada y simbólica por la cual se representa un fenómeno, cambio químico o reacción química, prácticamente es una igualdad. El cambio químico se efectúa de izquierda a derecha. Los compuestos de la izquierda se denominan reactivos y los de la derecha productos. La flecha se lee como: produce o se forma. Ejemplo H2 + Cl2 2 HCl Reactivos se forma productos Una ecuación química sigue la “Ley de la Conservación de la Masa” por lo que se tiene igual número de átomos en ambos de la ecuación. Cuando no se cumple este requisito, se hace necesario balancear la ecuación. Ley de le Conservación de la Energía.- La energía no se crea ni se destruye solo se transforma. Ley de le Conservación de la Masa.- En toda reacción o proceso químico, la masa total de las sustancias permanece inalterable antes y después del fenómeno, esto quiere decir que no hay cambio perceptible de masa en una reacción química, si los átomos se conservan, también debe conservarse la masa. BALANCEO POR TANTEO Para realizar este método de balanceo se busca un coeficiente con el que se trata de igualar el número de átomos en los reactivos y en los productos de una ecuación química. Ejemplos: H2 + O2 H20 Reacción sin balancear 2H2 + 02

2H20

Mg + HCl

MgCl 2 +

Mg + 2HCl

Reacción balanceada H2

MgCl 2 +

Reacción sin balancear

H2

Reacción balancead

BALANCEO POR OXIDO – REDUCCIÓN O REDOX Este método solo sirve para balancear reacciones de óxido reducción, que se reconocen porque los átomos de algunos elementos cambian de número de oxidación en el primero y segundo miembro. Para balancear una ecuación por éste método se deben seguir los siguientes pasos: C + HNO3

NO 2 + CO2 + H2O

1. Determine los números de oxidación para cada elemento 2. Identificar los elementos que cambiaron su número de oxidación 3. Calcular el número de electrones ganados o perdidos e identificar al agente reductor y al agente oxidante

24

4. Multipilicar los electrones por el número de átomos involucrados y cruzar los resultados

5. Revisar el balance por tanteo

ESTEQUIOMETRIA Es la parte de la química que trata de la composición en peso, volumen, moles y moléculas de las sustancias en una reacción química, estequiometría es un vocablo que denota las relaciones de combinación de los elementos químicos. Nuestro principal interés en ecuaciones químicas balanceadas está en la información que nos dan respecto a las masas relativas de reaccionantes y productos en una reacción. Podemos usar una ecuación balanceada para decidir cuantos gramos de una sustancia se necesitan para que reacciones con una masa dada de otra, o qué tanto producto es lógico que se obtenga de una cantidad específica de reaccionante. Los cálculos de este tipo se efectúan con facilidad si se observa que los coeficientes de una ecuación balanceada representan los números relativos de moles de reaccionantes y productos. EL MOL.- Al considerar las relaciones de masas en las reacciones, los químicos hacen uso frecuente de una cantidad denominada mol. Dependiendo del contexto en que se emplee la palabra mol puede referirse a un número específico de partículas o a un peso específico en gramos, es también conocido como el número de Avogadro y puede representar:

Número de Avogadro en Masterton

Se observa que el mol es idéntico a la Masa Molecular o Peso Molecular de un compuesto, por lo que se puede decir que el mol y el Peso Molecular tienen la misma masa y representan el mismo número de partículas (6.023 x 10 23).

25

CLASE 8 Problemas Estequiométricos La relación entre los reactivos y productos de una ecuación química se pueden presentar en los siguientes casos: 1) Problemas masa – masa 2) Problemas masa – volumen 3) Problemas moles – moles Pasos fundamentales 1.- Escribir la reacción química 2.- De no estar balanceada se procede al balanceo. 3.- A partir de la reacción balanceada calcular las masas, volúmenes moles o moléculas de las sustancias que se mencionan en el problema. 4.- relacionar dichas cantidades por medio de regla de tres directa o mediante los factores de conversión, que pueden ser cantidades equivalentes o los obtenidos en la reacción (Ramírez et al ) Reactivo limitante.- es el reactivo que se encuentra en menor cantidad. Por ejemplo si un mol de benceno reacciona con 1 mol de Acido nítrico, si se hacen reaccionar l.20 moles de benceno con 3.56 moles de acido. Solo reaccionarán 1.20 moles de acido nítrico, se tiene un exceso de 2.36 moles que no pueden reaccionar. Por lo que el benceno es en este caso, el reactivo limitante. Ejemplos: Primer caso. Calcular los gramos de oxígeno que se producen al descomponer por electrólisis 65 g de agua. 1. Se establece la reacción química 2H20

2H 2 + 02

2. Calcular los pesos moleculares de los compuestos que intervienen en los datos del problema PM H20 = 18 g/mol Nota: en la reacción balanceada son dos moles de agua por lo tanto se toma en cuenta 36 g/mol. PM 02 = 32 g/ mol 3. Se colocan los valores correspondientes debajo de la ecuación: 2H20 36

2H2 + 02 32

4. Se colocan los datos correspondientes, proporcionados por el problema, debajo de los compuestos. 65 X 2H20 2H 2 + 02 36 32 5.- Se establece la relación en una regla de 3 y se despeja la incógnita. 36 32 65 X Por lo tanto: X = 65 x 32 = 57.7 gramos de oxígeno. 36

26

Segundo Caso. ¿Cuántos litros de oxígeno en CNTP se obtienen por la descomposición de 73 g de H 202 ? 2H202 2 H20 + 02 PM H202 = 34 x 2 = 68 g/ mol Litros de 02 = 22.4 l Nota: Para el cálculo de los litros se toma en cuenta que en CNTP 1mol = 22.4 l 2H202 68 73

2 H20

+

02 22.4 X

Por lo tanto: X = 73 x 22.4 = 24 l de oxígeno. 68 Tercer caso. Calcular el número de moles de cloro que se obtienen al reaccionar 0.3 moles de MnO 2 con HCl . MnO2 + 1 mol 0.3 moles

4 HCl

MnCl2 + Cl2 + 1mol X

Por lo tanto: X = 0.3 x 1 = 0.3 moles de cloro. 1

2 H20

CLASE 8

SOLUCIONES Se da este nombre a las mezclas homogéneas y estables que resultan de la dispersión de sustancias sólidas, líquidas o gaseosas en un líquido. Al ponerse en o dos sustancias miscibles, las moléculas de una de ellas, al moverse, penetran en los espacios intermoleculares de la otra produciéndose así una mezcla tan íntima y homogénea que es difícil su separación. Existen varios tipos de soluciones, sin embargo la atención se enfocará sobre las soluciones en que el agua es el solvente o el medio de dispersión, denominadas soluciones acuosas. Las sustancias disueltas en un solvente se llaman solutos. Se han utilizado diversos y diferentes adjetivos para indicar cualitativamente las cantidades relativas de los componentes de una solución. Se describe una solución con una pequeña cantidad de soluto como diluida, mientras otra que posea cantidades considerables de soluto se denomina concentrada. La solución sobresaturada representa una situación inestable, en la cual la solución posee en realidad una concentración de soluto que rebasa la del equilibrio. Las soluciones sobresaturadas suelen producirse cuando se disuelve un sólido en un líquido caliente y se enfría la solución, se forma una mezcla heterogénea en estas condiciones. La concentración de una solución, es la relación que existe entre el soluto y el solvente, en forma cuantitativa es la cantidad de soluto por unidad de volumen en condiciones estándar (25ºC y 1 atm de presión).

Solución diluida

Solución sobresaturada 27

MÉTODOS CUANTITATIVOS PARA EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES Para conocer más sobre la naturaleza y las propiedades de las soluciones, se necesita una forma cuantitativa para expresar las concentraciones, Esto puede hacerse enunciando las cantidades relativas de soluto y disolvente o también en relación con la cantidad toral de solución en masa o en volumen, también el concepto de mol permite medir las sustancias en proporciones de partículas pesándolas. 1. La forma más simple de expresar la concentración de una solución, es establecer la relación masa/volumen. Ejemplo: ¿ Qué concentración tiene una solución de 10 g de ZnSO4 en 500 ml de disolución ? g de soluto 10 g concentración = -------------------------- = ------------- = 20 g / l l de disolución 0.5 l 2. Uno de los medios más sencillos para especificar las concentraciones de una solución es proporcionar el Porcentaje en peso de sus diferentes componentes. Ejemplo: Determine el % de una solución de NH 3 que se preparó con 5 g de soluto en 240 g de solución total. masa de A Porcentaje de A = ---------------------------------- X masa total de solución

100

5g Porcentaje de NH3 = --------------- X 100 = 2 % 240 g También se señala esta forma de expresión cuando se indican los gramos de soluto por 100 ml de solución: Ejemplo: Calcular el % de una solución de KCl que contiene 6.5 g de soluto en 125 ml de solución. Paso 1. Conocer los gramos de soluto en 100 ml de solución mediante una regla de 3. 6.5 g 125 ml X

100 ml

Por lo tanto: X = 100 x 6.5 = 5.2 g. 125 Paso 2. Aplicar la fórmula 5.2 g % de KCl = ------------------- X 100 ml

100 = 5.2 %

28

3. Porcentaje en volumen.- Se emplea cuando el soluto y el solvente se encuentran en estado líquido. Ejemplo: ¿Qué porcentaje de HCN tiene una solución que contiene 30 ml de HCN en 400 cc totales de solución ? volumen de soluto Porcentaje de A = ----------------------------------------- X volumen total de la solución 30 ml % HCN = --------------- X 400 ml

100

100 = 7.5 %

4. Las concentraciones de los reactivos en el laboratorio de química general se especifican más frecuentemente en términos de molaridad (M) que se define como el número de moles de soluto por litro de solución o también núm. de moles de soluto Molaridad = ----------------------------------------núm. de litros de solución Ejemplo: Calcular la molaridad de una solución que contiene 37 g de glucosa en 600 cc de solución. Paso 1. Se indica la fórmula del soluto C 6H12O6 Paso 2. Calcular el peso molecular del soluto PM = C6H12O6 = (12 x 6) + (1 x 12) + (16 x 6) = 180 g = 1 mol Paso 3. Se determinan los moles que se agregan a la solución 180 g

1 mol

17 g

X

Por lo tanto: X = 37 x 1 = 0.20 moles 180 Paso 4. Aplicar la fórmula Nota: 1cc = 1ml 0.20 moles M = ---------------- = 0.33 mol / l 0.6 l Ejemplo: ¿Cuántos moles de H2S hay en 1.4 l de una solución 0.5 M ? Paso 1. Se escribe la fórmula núm. de moles de soluto Molaridad = ----------------------------------------núm. de litros de solución Paso 2. Se despeja el núm. de moles de soluto núm. de moles de soluto = M x núm. de litro de solución 29

Paso 3. Sustituir los valores que se dan en el problema. núm. de moles de soluto = 0.5 mol / l x 1.4 l = 0.7 moles de H2S 5. Soluciones normales son aquéllas que contienen en 1000 ml de solución el peso equivalente del soluto. El peso equivalente o equivalente químico se define como la cantidad en peso de un elemento que se combina o reemplaza a 8 g de oxígeno. El equivalente químico de un hidróxido o de un ácido se obtiene dividiendo el peso molecular del compuesto entre el número de oxhidrilos (OH-) o de hidrógenos (H+) sustituibles. Ejemplos: Determine la cantidad de soluto necesaria para preparar una solución 1 normal de los siguientes compuestos: H2SO4 y Al(OH)3 Paso 1. Determine el peso molecular PM H2SO4 = 98 g / mol PM Al(OH)3= 78 g / mol Paso 2 Dividir entre los hidrógenos e hidroxilos sustituibles o ionizables. Eq-g = 98 / 2= 49 Eq-g = 78 / 3 = 26 Respuesta: Para preparar una solución 1 normal se necesita agregar 49 g H2SO4 de en 1 l de disolución. y 26 g de Al(OH)3 en 1 l de disolución. En el caso de una sal se divide el peso molecular entre el número total de valencias positivas. Ejemplo: Determine la cantidad de soluto necesaria para preparar una solución 1 normal de CaCO3. Paso 1. Determine el peso molecular PM CaCO3= 100 g / mol Paso 2 Dividir entre la valencia positiva total Eq-g = 100 / 2= 50 Respuesta: Para preparar una solución 1 normal se necesita agregar 50 g de CaCO3 en 1 l de disolución.

30