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ESCUELA NORMAL SUPERIOR CRISTO REY

BARRANCABERMEJA 2003

Contenido 1.

Investigación - Tipo de investigación Proyecto de investigación

2.

Concepto de química -

3.

Unidades de medida

4.

Energía – caloría y temperatura

5.

Estado y Propiedades de la materia

6.

El átomo, elementos y compuestos

7.

Tabla periódica

8.

Enlace químico

9.

Nomenclatura

Tabla periódica Virtual

10. Reacciones y ecuaciones químicas 11. los gases 12. Soluciones 13. Internet y la química 14. La lluvia ácida 15. Material de laboratorio 16. Proyecto de investigación en el aula 17. Los juegos didácticos de la química 18. Creación de una página web en química Consultas en INTERNET 1. 2. 3. 4. 5.

Indicadores de logros

Nº 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

Control de evaluaciones por indicadores de logros Indicadores de logros del año

Juicio valorativo -Evaluación RF

Contenido 1. Investigación - Tipo de investigación Proyecto de investigación 1. El método científico es un proceso de investigación que consta de varias etapas: - La observación del fenómeno. - Formulación de hipótesis - Diseño experimental - Análisis de los resultados y conclusiones. 1.1. La observación del fenómeno. Se observa y se describe el proceso objeto de estudio. Ejemplo: queremos estudiar el crecimiento de una planta desde su origen, la semilla. Éste dependerá de varios factores, tipo de semilla, tipo de agua de riego, humedad, tipo de tierra, fertilizante, temperatura, sol, presión atmosférica, etc. 1.2. Formulación de hipótesis. Se establecen posibles causas que expliquen el fenómeno estudiado, que después habrá que confirmar experimentalmente. Ejemplo: una planta crece más que otra por que la primera está en un suelo ácido y la segunda en un suelo básico. 1.3. Diseño experimental. Se monta un dispositivo experimental que pueda probar nuestras hipótesis. Si hay varias variables, se controlan todas salvo la que queremos estudiar. Ejemplo: queremos ver cómo influye la acidez del suelo en el crecimiento, entonces fijamos la temperatura, agua, presión, semilla, humedad,sol, etc., y con varias plantas variamos la acidez del suelo y seguimos el crecimiento de la planta cada día. 1.4. Análisis de resultados y conclusiones. Los resultados obtenidos se suelen reflejar en tablas de datos y gráficas. La variable independiente se representa en abscisas y la dependiente en el eje de ordenadas. Ejemplo: La medida de acidez, el pH, en abscisas y la longitud de la planta en ordenadas. 2. Leyes, teorías y modelos. 2.1. Leyes científicas: son hipótesis que han sido confirmadas por múltiples experiencias.

2.2. Teorías: conjunto de varias leyes que forman otra ley de carácter más general. 2.3. Modelos: conceptos que nos permiten comprender una ley o una teoría de una forma simplificada. 3. Magnitudes. 3.1.Magnitud física: propiedad de un sistema que se puede medir( comparar con una unidad patrón de referencia) 3.2. Magnitud escalar: está definida por un número (20 ºC, 2 Kg, 3 m , 5 seg) 3.3. Magnitud vectorial: está definida por un número, dirección y sentido( 3m/s de velocidad hacia la derecha sobre el eje X, 10 Newton de fuerza hay arriba del eje Y). 4. Sistema internacional de unidades. 4.1. Magnitudes fundamentales: se definen por sí mismas, son patrones de referencia. Magnitud Unidad 4.1.1. Longitud, l metro, m 4.1.2. Masa, m kilogramo, Kg 4.1.3. Tiempo, t segundo, s 4.1.4. Temperatura, T kelvin, k 4.1.5. Intensidad de corriente, I amperio, A 4.1.6. Intensidad luminosa, I candela, cd 4.1.7. Cantidad de sustancia, n mol, mol 4.2. Magnitudes derivadas: están definidas en función de las fundamentales. magnitud unidad Área o superficie, S m^2 Volumen, V m^3 Densidad, d Kg/m^3 Velocidad, v m/s Aceleración, a m/s^2 Fuerza, F N(newton)=kgm/s2 Presión, P Pa(pascal) = N/m2 Energía, E J(julio) = Nm 4.3. Prefijos del sistema internacional

Prefijo exa peta tera giga mega kilo hecto deca deci centi mili micro nano pico femto atto

Símbolo E P T G M K h da d c m u n p f a

Valor 10^18 10^15 10^12 10^9 10^6 10^3 10^2 10 10^-1 10^-2 10^-3 10^-6 10^-9 10^-12 10^-15 10^-18

4.4.Notación científica. Expresar un número con un solo dígito entero y una parte decimal seguida de una potencia de diez. Ej.: 1210 = 1,21x10^3 0,00456 = 4,56x10^-3 4.5. Instrumentos para medir. 4.5.1.Precisión: es la variación de magnitud más paqueña que puede apreciar el aparato.Debe dar resultados iguales al repetir varias veces la medida. 4.5.2.Exactitud : mide la concordancia entre el valor hallado y el valor real de la medida; cuanto más cercano esté del valor real , más exacta será la medida. Una medida puede ser precisa pero inexacta. Lo ideal es que sea precisa y exacta. 4.6. Cifras significativas: es el número de dígitos conocidos con certeza en una medida. -Son significativas: - Todas las cifras distintas de cero, 359cm tiene tres cifras. -Los ceros después de una cifra entera, 3,05 tiene tres cifras, 3,00 tiene tres cifras. -No son significativas: -Los ceros antes de la coma decimal, y los ceros inmediatamente después de la coma hasta el primer número entero, 0,0067 tiene dos cifras; 0,345 tiene tres cifras; 0,000300 tiene tres cifras. -Suma de números: el resultado se da con las cifras significativas del menos preciso: 2,345 + 0,11 = 2,356=2, 4 con dos cifras por redondeo - multiplicación y división: el resultado se da con valor más pequeño de cifras:

2,25 x 2,1= 4,725= 4,7 2,45/2,2 =1,113 = 1,1 -Redondeo: Si es mayor o igual a cinco se aumenta en una unidad la anterior si es menor de cinco no se aumenta y se eliminan las restantes cifras: -Hasta la décima: 1,29 = 1, 3 ; 1,24 =1,2 -Hasta la centésima: 6,458 = 6,46 ; 9,342 = 9,34 4.7. Tipos de errores. -Error sistemático: aparece repetidamente debido al error del aparato o impericia del experimentador. -Error accidental: error por azar, el experimentador comete puntualmente un fallo; con muchas medidas se elimina. 4.7.1. Imprecisión de una medida. Llamado error absoluto o diferencia entre el valor medido y el real. Para un aparato de medida coincide con su precisión. Una regla que aprecia milimetros, el error absoluto sería 1 mm. La medida se expresa: x = valor medio +(-) cota de error. Un crono (aprecia 0,01 segundo), t = 2 +(-) 0,01, el valor real estará entre 1,99 s y 201 s. Para varias medidas se hace la media aritmética de valores medidos y de errores absolutos. Ej.: tiempos= 1,25s 1,26s, 1,24 s 1,23s valor medio= (1,25 +1,26 +1,24 +1,23)/4 = 1,245=1,25 s e.a.1 = 1,25-1,25=0 e.a.2= 1,26-1,25=0,01 e.a.3= 1,25-1,24 = 0,01 e.a.4= 1,25-1,23 = 0,02 e.a. medio= ( 0 + 0,01+0,01+0,02)/4= 0,01 t= 1,25 +(-) 0,01; el valor real estará entre 1,24 s y 1,26 s 4.7.3. Error relativo. es el cociente entre el error absoluto y el valor verdadero. Er = (Ea/x)100 (%) A menor error relativo más precisa será la medida y viceversa. 5. La densidad. Es una magnitud derivada definida como el cociente entre la masa del cuerpo y su volumen. Se mide en el S.I. en kg/m^3. La masa se halla en una balanza y el volumen se halla por geometría si es regular o bien por desplazamiento de agua en una probeta si es irregular. 6. El cuaderno de laboratorio. Cada informe debe estar estructurado según: 1. Título 2. Objetivos del experimento

3. Hipótesis formuladas 4. Material y procedimiento experimental 5. Cálculos y gráficas 6. Conclusiones 7. e-actividades: busca en internet 1. Material de vidrio de laboratorio. 2. Seguridad en el laboratorio (resumen) 3. Arquímedes y la corona de oro del rey Hieron 4. medidas con el nonius 5. Defición de metro, kilogramo,segundo. 6. Cálculo de la constante elástica de un muelle.

LA PIEDRA Y EL FUEGO

Los primeros hombres que empezaron a utilizar instrumentos se servían de la naturaleza tal como la encontraban. El fémur de un animal de buen tamaño o la rama arrancada de un árbol eran magníficas garrotas. Y, ¿qué mejor proyectil que una piedra? Con el paso de los milenios los hombres primitivos aprendieron a tallar las piedras, dándoles un borde cortante o una forma que permitiera asirlas fácilmente. El siguiente paso consistió en unir la piedra a un astil de madera tallado para este propósito. Pero, de todas formas, sus piedras talladas seguían siendo piedras, y su madera tallada seguía siendo madera. Sin embargo, había ocasiones en que la naturaleza de las cosas sí cambiaba. Un rayo podía incendiar un bosque y reducirlo a un montón de cenizas y restos pulverizados, que en nada recordaban a los árboles que había antes en el mismo lugar. La carne conseguida mediante la caza podía estropearse y oler mal; y el jugo de las frutas podía agriarse con el tiempo, o convertirse en una bebida extrañamente estimulante. Este tipo de alteraciones en la naturaleza de las substancias (acompañadas, como a veces descubrían los hombres, de cambios fundamentales en su estructura) constituye el objeto de la ciencia que hemos dado en llamar Química. Y una alteración fundamental en la naturaleza y en la estructura de una substancia es un cambio químico. La posibilidad de beneficiarse deliberadamente de algunos fenómenos químicos se hizo realidad cuando el hombre fue capaz de producir y mantener fuego (lo que en términos históricos se conoce como "descubrimiento del fuego"). Tras este hallazgo el hombre se convirtió en un químico práctico al idear métodos para que la madera u otro material combustible se combinara con el aire a una velocidad suficiente y producir así luz y calor, junto con cenizas, humo y vapores. El calor generado por el fuego servía para producir nuevas alteraciones químicas: los alimentos podían cocinarse, y su color, textura y gusto cambiaban. El barro podía cocerse en forma de ladrillos o de recipientes. Y finalmente, pudieron hacer cerámicas, piezas barnizadas e incluso objetos de vidrio. Los primeros materiales que usó el hombre eran universales, en el sentido de que se encuentran en cualquier parte: madera, hueso, pieles, piedras... De todos ellos la piedra es él más duradero, y los útiles de piedra tallada son los documentos más claros de que disponemos actualmente para reconocer aquel dilatado período. Por eso hablamos de La Edad de Piedra. Aún estaba el hombre en esta época de la piedra tallada cuando, unos 8.000 años a.C., en la región que ahora conocemos como Oriente Medio, se introdujo un cambio revolucionario en la producción de alimentos: hasta ahora el hombre obtenía la comida cazando, igual que cualquier otro animal. Pero a partir de este momento aprendió a domesticar y cuidar animales, disponiendo así siempre de comida abundante y segura. Y, lo que es aún más importante, aprendió a cultivar las plantas. Como consecuencia de la acumulación de alimentos que trajeron consigo la cría de animales y la agricultura, se registró un importante aumento de la población. La agricultura exige fijar el lugar de residencia, y así nuestros ancestros construyeron viviendas, desarrollándose poco a poco las primeras ciudades. Esta

evolución determina literalmente el comienzo de la civilización, pues esta palabra viene del término que en latín significa "ciudad". Durante los dos primeros milenios de esta civilización naciente, la piedra se mantuvo como material característico de los instrumentos, si bien se descubrieron nuevas técnicas de manufactura. Esta Nueva edad de piedra o Neolítico sé caracterizó por un cuidadoso pulido de la piedra. La alfarería fue otro de los factores que contribuyeron al desarrollo. Lentamente, los logros del Neolítico superior se extendieron fuera de la región de Oriente Medio. Hacia el año 4.000 a.c aparecen características de esta cultura en el oeste de Europa. Pero en esta época las cosas ya estaban suficientemente maduras en Oriente Medio (Egipto y Sumeria, lo que hoy es Irak) para que se produjesen nuevos cambios. El hombre empezaba a servirse de unos materiales relativamente raros. Alentado por las útiles propiedades de estos materiales, aprendió a sobrellevar las incomodidades de una búsqueda tediosa y unos procedimientos complicados y llenos de contrariedades. A estos materiales se les conoce por el nombre de metales, palabra que expresa ella misma el cambio, ya que probablemente deriva del vocablo griego que significa "buscar".

LOS METALES

Los primeros metales debieron de encontrarse en forma de pepitas. Y con seguridad fueron trozos de cobre o de oro, ya que éstos son de los pocos metales que se hallan libres en la naturaleza. El color rojizo del cobre y el tono amarillo del oro debieron de llamar la atención, y el brillo metálico, mucho más hermoso y sobrecogedor que el del suelo circundante, muy distinto al de las piedras corrientes, impulsaban a cogerlos. Indudablemente, el primer uso que se dio a los metales fue el ornamental, fin para el que servia casi cualquier cosa que se encontrara: piedrecillas coloreadas, perlas marinas… Sin embargo, los metales presentan una ventaja sobre los demás objetos llamativos: son maleables, es decir, que pueden aplanarse sin que se rompan (la piedra, en cambio se pulveriza, y la madera y el hueso se astillan y se parten). Esta propiedad fue descubierta por casualidad, indudablemente, pero no debió pasar mucho tiempo entre el momento del hallazgo y aquel en que un cierto sentido artístico llevó al hombre a golpear el material para darle formas nuevas que pusieran su relieve más atractivo. Los artífices del cobre se dieron cuenta de que a este metal se le podía dotar de un filo cortante como el de los instrumentos de piedra, y que el filo obtenido se mantenía en condiciones en las que los instrumentos de piedra se mellaban. Posteriormente vieron como un filo de cobre romo podía volver a afilarse con más facilidad que uno de piedra. Solamente la escasez del cobre impidió que su uso se extendiera más, tanto en la fabricación de herramientas como en la de objetos ornamentales. El cobre se hizo más abundante cuando se descubrió que podía obtenerse a partir de unas piedras azuladas. Como se hizo este descubrimiento, o dónde o cuándo, es algo que no sabemos y que probablemente no sabremos jamás. En el tercer milenio a. de C. Se descubrió una variedad de cobre especialmente dura, obtenida al calentar juntos minerales de cobre y estaño, casi seguro que por accidente. A la aleación de cobre y estaño se le llamó bronce, y hacia el año 2000 a. de C, ya era lo bastante común como para ser utilizado en armas y corazas. El acontecimiento histórico más conocido de la Edad del Bronce fue la guerra de Troya, en la que soldados con armas y corazas de bronce disparaban flechas con punta de este metal contra sus enemigos. La suerte iba a favorecer de nuevo al hombre de la Edad del Bronce, que descubrió un metal aun más duro: el hierro. Por desgracia era demasiado escaso y precioso como para poder usarlo en gran cantidad en confección de armaduras. El hierro puro no es demasiado duro, sin embargo, un instrumento o una armadura de hierro mejoraba al dejar que una cantidad suficiente de carbón vegetal formara una aleación con este metal. Esta aleación es la que conocemos hoy como acero.

ORIGEN DEL VOCABLO

De acuerdo con cierta teoría, la palabra khemeia deriva del nombre que los egipcios daban a su propio país: Kham, por consiguiente, khemeia puede ser el arte egipcio. Una segunda teoría, algo más apoyada en la actualidad, hace derivar khemeia del griego khumus, que significa el jugo de una planta; de manera que khemeia sería el arte de extraer jugos. El mencionado jugo podría ser substituido por metal. De suerte que la palabra vendría a significar "el arte de la metalurgia". Pero, sea cual sea su origen, khemeia es el antecedente de nuestro vocablo .

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ALEJANDRIA, LOS ÁRABES Y EL DESPERTAR DE EUROPA

ALEJANDRÍA En la época de Aristóteles, Alejandro Magno de Macedonia conquistó el vasto imperio de Persa. El imperio de Alejandro se disgregó después de su muerte en el año 323 a. de C., pero los griegos y macedonios mantuvieron el control de grandes áreas de Oriente Medio. Durante varios siglos tuvo lugar una fructífera mezcla de culturas.

Ptolomeo, uno de los generales de Alejandro, estableció un reino en Egipto, cuya capital fue la ciudad de Alejandría. En dicha ciudad, Ptolomeo y su hijo (Ptolomeo II) levantaron un templo a la Musas (el "Museo") que cumplía el mismo fin de lo que hoy llamaríamos un Instituto de Investigación y una Universidad. Junto a él se construyó la mayor biblioteca de la antigüedad. La maestría egipcia en la química aplicada se unió y fundió con la teoría griega, pero esta fusión no fue totalmente satisfactoria. En Egipto el saber químico estaba íntimamente ligado con el embalsamado de los muertos y el ritual religioso. Para los egipcios, la fuente de todo conocimiento era thot, el de la cabeza de ibis, dios de la sabiduría. Los antiguos filósofos jonios habían separado la religión de la ciencia. Esta nueva unión operada en Egipto entorpeció seriamente los posteriores avances en el conocimiento. Había siete cuerpos celestes considerados "planetas" ("errantes" porque continuamente cambiaban de posición con respecto al fondo estrellado) y también eran siete los metales conocidos: oro, plata, cobre, hierro, estaño, plomo y mercurio. Pareció atractivo emparejarlos, y llegó un momento en que el oro se designaba comúnmente como "el Sol". La plata como "la Luna", el cobre como "Venus" así sucesivamente. Los cambios químicos pudieron entonces incluirse en una corriente mitológica. La denominación del compuesto ahora llamado nitrato de plata era "cáustico lunar". Este nombre, ya en desuso, es un claro indico de la antigua relación entre la plata y la luna. El mercurio debe su actual nombre al planeta Mercurio. El verdadero nombre antiguo era hydrargyrum ("plata líquida"), y el nombre inglés antiguo era el casi idéntico de "quicksilver". El primer practicante de la Khemeia greco-egipcia que conocemos por su nombre fue Bolos de Mendes (aproximadamente 200 a. de C.). 34en sus escritos utilizó el nombre de Demócrito, por lo que se le conoce como "Bolos-Demócrito" o, a veces, como "pseudoDemócrito". Bolos se dedicó a lo que se había convertido en uno de los grandes problemas de la Khemeia : el cambio de un metal en otro y, particularmente, de plomo o hierro en oro (transmutación). La teoría de los cuatro elementos de consideraba que las diferentes substancias del universo diferían únicamente en la naturaleza de la mezcla elemental. Parecía razonable pensar que todos elementos eran intercambiables entre sí. Aparentemente el agua se convertía en aire al evaporarse, y retornaba a la forma de agua cuando llovía. La leña, al calentarla, se transformaba fuego y vapor (una forma de aire), y así sucesivamente. A través de los siglos muchos químicos se esforzaron en producir oro. Sin embargo, algunos estimaron mucho más sencillo y provechoso pretender hallarse en posesión de la técnica y comerciar con el poder y la reputación que ello les proporcionaba. Aunque Bolos en sus escritos da aparentemente detalles o técnicas para la obtención de oro, no podemos realmente considerarlo un fraude. Es posible alear cobre y cinc, por ejemplo, y

obtener latón, que tiene un tono parecido al del oro, y es bastante probable que para los antiguos artesanos la preparación de un metal dorado fuese lo mismo que la preparación de oro. Zósimo describió métodos para preparar acetato de plomo y tuvo conocimiento del sabor dulce de este compuesto venenoso (que se ha llamado hasta ahora "azúcar de plomo"). El museo y la biblioteca de Alejandría resultaron gravemente dañados a causa de los motines cristianos ocurridos a partir de los años 400 d. de C. El arte khemeia, por su estrecha relación con la religión del antiguo egipcio, se hizo particularmente sospechoso, convirtiéndose en prácticamente en clandestino. En cierta manera el pensamiento griego desapareció del mundo romano. Los nestorianos llevaron consigo a Persia el pensamiento griego, incluyendo muchos libros de alquimia, y alcanzaron el cenit de su poder e influencia hacia el año 550 d. de C.

LOS ARABES En el siglo VII los árabes entraron en escena. Hasta entonces habían permanecido aislados en su península desértica, pero ahora, estimulados por la nueva religión del Islam fundada por Mahoma, se extendieron en todas direcciones. Sus ejércitos victoriosos conquistaron extensos territorios del oeste de Asia y norte de Africa. En el 641 d. de C. Invadieron Egipto y, tras rápidas victorias, ocuparon todo el país; en los años siguientes Persia sufrió el mismo destino. Fue especialmente en Persia donde los árabes encontraron los restos de la tradición científica griega, ante la que quedaron fascinados. El árabe khemeia se convirtió en al-himiya, siendo al el prefijo correspondiente a "la". Finalmente la palabra se instauró en Europa como alquimia, y los que trabajaban en este campo eran llamados alquimistas. Ahora el término alquimia se aplica a todo el desarrollo de la química entre el 300 a. de C. y el 1600 d. de C. Aproximadamente, un periodo de cerca de dos mil años. Entre los años 300 y 1100 d. de C. la historia de la química en Europa es prácticamente un vacío. Después del 650 d. de C. el mantenimiento y la extensión de la alquimia grecoegipcia estuvo totalmente en manos de los árabes, situación que perduró durante cinco siglos. Quedaron restos de este período en los términos químicos derivados de del árabe: alambique, álcali, alcohol, garrafa, nafta, circón y otros. La alquimia árabe rindió sus mejores frutos en los comienzos de su dominación. Así el más capacitado y celebre alquimista musulman fue Jabir ibn-Hayyan (aproximadamente 760815 d. de C.), conocido en Europa siglos después como Geber.

Jabir consideraba que el mercurio era el metal por excelencia, ya que su anturaleza líquida le confería la apariencia de poseer una proporción mínima de material terrozo. Por su parte, el azufre poseía la notable propiedad de ser combustible (y además poseía el color amarillo del oro). Este creía que los diversos metales estaban formados por mezclas de mercurio y azufre, y solamente restaba hallar algún material que facilitase la mezcla de mercurio y azufre en la proporción necesaria para formar oro. Durante siglos después, la alquimia se desarrolló según dos vías paralelas principales: una mineral, en la que el principal objetivo era el oro, y otra médica, en la que el fin primordial era la panacea.

EL DESPERTAR EN EUROPA La ciencia árabe declinó rápidamente después de Avicena. Eran tiempos difíciles para el mundo islámico, la palma del liderazgo científico abandonó a los árabes al cabo de tres siglos, para no volver más, y pasó al oeste de Europa. Los europeos supieron que los árabes poseían libros de profundo contenido científico que habían sido traducidos de los originales griegos, así como sus propias producciones. A partir de 1200 aproximadamente los escolásticos europeos pudieron asimilar los hallazgos alquimistas del pasado e intentar avanzar con ellos, encontrándose, desde luego, con más callejones sin salida que amplias vías de progreso. El primer alquimista importante europeo fue Alberto de Bollstad (aproximadamente 120080), más conocido como Alberto Magno. Éste describió el arsénico con tanta claridad en el transcurso de sus experimentos de alquimia, que en ocasiones se le consideraba como descubridor de esta sustancia, aunque al menos en forma impura, era probablemente conocida por los antiguos alquimistas. En dicho entonces la pólvora negra contribuyó a destruir el orden medieval de la sociedad; fue el primer símbolo del progreso tecnológico.

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http://webserver.lemoyne.edu/faculty/giunta/archema.html (Glossary of Archaic Chemical Terms) http://library.thinkquest.org/2690/hist/black.html ( Black Magic - Prehistoric Times to The Beginning of the Christian Era) http://come.to/azogue (AZOGUE - Revista electrónica dedicada al estudio histórico crítico de la química. Español) http://www.levity.com/alchemy/home.html ( AMBIX: The Journal of the Society for the History of Alchemy and Chemistry) Over 90 megabytes online of information on alchemy in all its facets. Divided into over 1300 sections and providing tens of thousands of pages of text, over 2000 images, over 200 complete alchemical texts, extensive bibliographical material on the printed books and manuscripts, numerous articles, introductory and general reference material on alchemy http://www.watertown.k12.wi.us/hs/teachers/buescher/atomtime.asp ( Linea del tiempo en la Estructura Atómica y teorías de la Estructura de la Materia) http://www.woodrow.org/teachers/chemistry/institutes/1992/ (Períodos históricos de la Química) http://www.nidlink.com/~jfromm/history2/chemist.htm (QUIMICA: Una Historia) http://dbhs.wvusd.k12.ca.us/Chem-History/Classic-Papers-Menu.html (Classic Papers from the History of Chemistry) http://www.studyweb.com/links/4848.html (Busca e indexa documentos de la Historia de la Química) http://www.chemistrycoach.com/home.htm History of Chemistry: Biographies of Chemists, Classic papers in chemistry, History of science Links Philosophy of Chemistry: Philosophy of Chemistry, Philosophy of Science Periodic Tables: An incredible variety of on-line periodic tables of different sizes, shapes, functions, and in different languages

http://dbhs.wvusd.k12.ca.us/Gallery/GalleryMenu.html (Photo Gallery Menu: 16 Galerias de imágenes de personas relacionadas con descubrimientos relevantes en Química y Física) http://snyoneab.oneonta.edu/~pencehe/chemhistory.html (General Sites in the History of Chemistry and Science) http://dbhs.wvusd.k12.ca.us/Chem-History/Hist-of-science.html (History of Science Link List) http://www.ulg.ac.be/libnet/spring/histoire.html (Histoire de la Chimie) http://orgchem.chem.uconn.edu/colleges/oldchemists.html (Archive of Famous Organic Chemists) LOS ELEMENTOS EN DESORDEN Hay un curioso paralelismo entre las historias de la química orgánica y la inorgánica, a o largo del siglo XIX. Las primeras décadas del siglo pasado contemplaron una desesperante proliferación el número de compuestos orgánicas, y también en el número de elementos. El tercer cuarto de siglo vio el mundo de los compuestos orgánicos puestos en orden, gracias a las fórmulas estructurales de Kekulé. También vio ordenado el mundo de los elementos, y al menos parte del mérito de ambos cambios se dedicó a determinada reunión internacional de químicos. Los elementos gaseosos, nitrógeno, hidrógeno, oxígeno y cloro, habían sido descubiertos todos ellos en el siglo XVIII. Y lo mismo los metales cobalto, platino, níquel, manganeso, tungteno, molibdeno, uranio, titanio y cromo. En la primera década del siglo XIX se añadieron a la lista no menos de catorce nuevos elementos. Davy había aislado al menos seis por medio de la electrólisis. Guy-Lussac y Thénard habían aislado boro; Wollaston había aislado paladio y rodio, mientras que Berzelius había descubierto el cerio. El químico inglés Smihson Tennat descubrió el osmio y el iridio. Otro químico inglés, Charles Hatchett aisló el colombio (ahora llamado niobio) mientras que el químico sueco Ander Gustaf Ekeberg descubrió el tántalo. Hacia 1830 se conocían cincuenta y cinco elementos diferentes, un buen paso desde los cuatro elementos de la antigua teoría.

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ELEMENTOS RADIACTIVOS Las radiaciones producidas por el uranio y el torio eran bastante débiles, resultaba difícil trabajar con ellas. esta situación fue remediada por Mme. Curie. Al investigar la radiactividad de los minerales de uranio, halló algunas muestras de mineral con bajo contenido en uranio, que no obstante eran intensamente radiactivas, incluso más que el uranio puro llegó a la conclusión de que el mineral debía contener algún elemento radiactivo distinto del uranio. Como conocía todo los componentes del mineral que se hallaban en cantidades significativas, y como se sabía que todos ellos eran no radiactivos, el elemento desconocido debía estar en cantidades muy pequeñas, en consecuencia, ser extremadamente radiactiva. Durante 1898, ella y su marido trabajaron intensamente con grandes cantidades del mineral, tratando de concentrar la radiactividad y de aislar el nuevo elemento. En julio de ese año lograron su propósito y llamaron al nuevo elemento polonio, debido al origen polaco de Mme. Curie. En diciembre se localizó un segundo elemento, el radio. El radio era extremadamente radiactivo, emitiendo radiaciones 300 mil veces mayores que las producidas por el mismo peso de uranio. Además, era muy raro. A partir de toneladas de mineral, los Curie solo pudieron obtener 1/300 de onza de radio. Otros elementos fuertemente radiactivos se descubrieron en trazas minúsculas. En 1889, el químico francés André Louis Debierne descubrió el actinio. En 1900 el físico alemán Frietrich Ernst Dorn descubrió un gas radiactivo que posteriormente se llamó radon. Y

finalmente en 1917 los químicos alemanes Otto Hahn y Lise Meitner descubrieron el protactinio.

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Denominamos materia a todo aquello que podemos percibir con nuestros sentidos, es decir, todo lo que podemos ver, oler, tocar, oír o saborear es materia. El compañero que se sienta junto a vosotros está constituido por materia, lo mismo que la silla en la que se sienta, la mesa que usa para escribir y las hojas de papel que emplea para tomar apuntes. Reciben el nombre de cuerpos a una porción de materia, delimitada por unas fronteras definidas, como un folio, el lápiz o la goma de borrar; varios cuerpos constituyen un sistema material. Aunque todos los cuerpos están formados por materia, la materia que los forma no es igual, ya que hay distintas clases de materia: la

materia que forma el papel es distinta de la que forma el agua que bebemos o de la que constituye el vaso que contiene el agua. La materia que forma el asiento de la silla es distinta de la que forma sus patas o de la que forma el suelo en el que se apoya. Cada una de las distintas formas de materia que constituyen los cuerpos recibe el nombre de sustancia. El agua, el vidrio, la madera, la pintura ... son distintos tipos de sustancias. En esta unidad estudiaremos las propiedades de la materia, los estados de agregación en que se presenta y, finalmente, la forma de materia más fácil de estudiar: los gases. Tema 1: Propiedades de la materia Tema 2: Estados de agregación Tema 3: Los gases

Casi siempre que miramos a nuestro alrededor, podemos distinguir las distintas clases de materia que forman los cuerpos que nos rodean. Así distinguimos la madera, el plástico y la pintura de la silla que usamos para sentarnos, el vidrio y el aluminio de la ventana, etc. Sabemos que todas esas sustancias son materia y que cada una de ellas es distinta a las demás. Si todas son materia, han de tener algo en común, alguna propiedad que nos permite afirmar que todas ellas son materia. Por otro lado, como podemos distinguir una sustancia de otra, también debe haber algo que nos permite diferenciarlas. Ese algo que nos permite identificar y distinguir las cosas recibe el nombre de propiedad. Propiedad es una característica o atributo de un objeto o una sustancia que nos permite clasificarla como igual o distinta a otra. Las propiedades generales son aquellas que poseen todos los tipos de materia y, por eso, nos permiten saber qué cosas son materia y que cosas no lo son. Las propiedades características son aquellos atributos que nos permiten distinguir un tipo de materia de otro. Las propiedades generales de la materia son aquellas que poseen todos los tipos de materia, sin importar las sustancias que la constituyan o el lugar en el que se encuentren, por lo que no nos permiten diferenciar los distintos tipos de sustancias. No tienen relación con el tipo de materia. Aunque son varias las propiedades generales de la materia nos vamos a centrar en dos de ellas: la masa y el volumen.

A simple vista podemos distinguir entre muchos tipos de sustancias: la madera, el plástico, el oro o la plata, y muchas más. Existen, por lo tanto, características que nos permiten diferenciar los distintos tipos de materia y que reciben el nombre de propiedades características, ya que nos ayudan a caracterizar o identificar las distintas sustancias. Al contrario que propiedades generales, existen innumerables propiedades características por lo que sólo podremos considerar unas pocas, aunque nombremos muchas: color, sabor, dureza, densidad, brillo, conductividad térmica y eléctrica, punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad, etc. Para identificar una sustancia no nos bastará con conocer una de sus propiedades características, sino que habremos de identificar varias de ellas, las más importantes, y las más fáciles de determinar son: la densidad, los puntos de fusión y ebullición, relacionados con la temperatura, y la solubilidad, que también tiene que ver, de otra forma, con la temperatura. Aunque toda la materia posee masa y volumen, la misma masa de sustancias diferentes tienen ocupan distintos volúmenes, así notamos que el hierro o el hormigón son pesados, mientras que la misma cantidad de goma de borrar o plástico son ligeras. La propiedad que nos permite medir la ligereza o pesadez de una sustancia recibe el nombre de densidad. Cuanto mayor sea la densidad de un cuerpo, más pesado nos parecerá. La densidad se define como el cociente entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa. Así, como en el S.I. la masa se mide en kilogramos (kg) y el volumen en metros cúbicos (m3) la densidad se medirá en kilogramos por metro cúbico (kg/m3). Esta unidad de medida, sin embargo, es muy poco usada, ya que es demasiado pequeña. Para el agua, por ejemplo, como un kilogramo ocupa un volumen de un litro, es decir, de 0'001 m3, la densidad será de:

La mayoría de las sustancias tienen densidades similares a las del agua por lo que, de usar esta unidad, se estarían usando siempre números muy grandes. Para evitarlo, se suele emplear otra unidad de medida el gramo por centímetro cúbico (gr./c.c.), de esta forma la densidad del agua será:

Las medidas de la densidad quedan, en su mayor parte, ahora mucho más pequeñas y fáciles de usar. Además, para pasar de una unidad a otra basta con multiplicar o dividir por mil. Sustancia Densidad en kg/m3 Densidad en g/c.c. Agua 1000 1 Aceite 920 0'92 Gasolina 680 0'68 Plomo 11300 11'3 Acero 7800 7'8 Mercurio 13600 13'6 Madera 900 0'9 Aire 1'3 0'0013 Butano 2'6 0'026 Dióxido de carbono 1'8 0'018 La densidad de un cuerpo está relacionada con su flotabilidad, una sustancia flotará sobre otra si su densidad es menor. Por eso la madera flota sobre el agua y el plomo se hunde en ella, porque el plomo posee mayor densidad que el agua mientras que la densidad de la madera es menor, pero ambas sustancias se hundirán en la gasolina, de densidad más baja.

Calor y Temperatura En el lenguaje cotidiano solemos confundir los términos calor y temperatura. Así, cuando hablamos del calor que hace en el verano o lo mal que saben los refrescos calientes, realmente nos referimos a la temperatura, a la mayor o menor temperatura del aire o los refrescos. La temperatura es una magnitud física que nos permite definir el estado de una sustancia, lo mismo que cuando decimos que un coche circula a 90 km/h o que una casa tiene 5 m de alto. Cuando se ponen en contacto dos sustancias a distinta temperatura, evolucionan de forma que el cuerpo a mayor temperatura la disminuye y el que tenía menor temperatura la aumenta hasta que al final los dos tienen la misma temperatura, igual que al echar un cubito de hielo a un refresco, que el refresco se enfría y el cubito de hielo se calienta y termina convirtiéndose en agua. Decimos que la sustancia a mayor temperatura ha cedido calor a la sustancia que tenía menor temperatura.

Sin embargo, el calor no es algo que esté almacenado en el cuerpo más caliente y que pasa al cuerpo más frío. Tanto uno como otro poseen energía, que depende de la masa del cuerpo, de su temperatura, de su ubicación, etc. y recibe el nombre de energía interna. Cuando esta energía interna pasa de Como una catarata, el calor es energía que una sustancia a otra a causa de la pasa entre dos cuerpos diferencia de temperatura entre ellas la llamamos calor. Una catarata es agua que pasa de un sitio a otro porque están a distinta altura, de forma similar el calor es la energía que pasa de un cuerpo a otro porque están a distinta temperatura.

Punto de ebullición Si ponemos al fuego un recipiente con agua, como el fuego está a mayor temperatura que el agua, le cede calor y la temperatura del agua va aumentando, lo que podemos comprobar si ponemos un termómetro en el agua. Cuando el agua llega a 100 ºC, empieza a hervir, convirtiéndose en vapor de agua, y deja de aumentar su temperatura, pese a que el fuego sigue suministrándole calor: al pasar de agua a vapor de agua todo el calor se usa en cambiar de líquido a gas, sin variar la temperatura. La temperatura a la que una sustancia cambia de líquido a gas se llama punto de ebullición y es una propiedad característica de cada sustancia, así, el punto de ebullición del agua es de 100 ºC, el del alcohol de 78 ºC y el hierro hierve a 2750 ºC.

Punto de fusión Si sacas unos cubitos de hielo del congelador y los colocas en un vaso con un termómetro verás que toman calor del aire de la cocina y aumentan su temperatura. En un principio su temperatura estará cercana a -20 ºC (depende del tipo de congelador) y ascenderá rápidamente hasta 0 ºC, se empezará a formar agua líquida y la temperatura que permanecerá constante hasta que todo el hielo desaparezca.

Sólo entre 0 y 100 ºC el agua es líquida

Igual que en el punto de ebullición, se produce un cambio de estado, el agua pasa del estado sólido (hielo) al estado líquido (agua) y todo el calor se invierte en ese cambio de estado, no variando la temperatura, que recibe el nombre de punto de fusión. SE trata de una

temperatura característica de cada sustancia: el punto de fusión del agua es de 0 ºC, el alcohol funde a -117 ºC y el hierro a 1539 ºC. Sustancia Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) Agua 0 100 Alcohol -117 78 Hierro 1539 2750 Cobre 1083 2600 Aluminio 660 2400 Plomo 328 1750 Mercurio -39 357

Cuando viertes azúcar en el café y agitas el líquido estás preparando una disolución, una mezcla homogénea de varias sustancias. Si en lugar de leche y azúcar usamos agua y sal el proceso es más fácil de seguir: en medio vaso de agua, al echar media cucharada de sal y agitar, la sal se disuelve y desaparece, parece que sólo tenemos agua en el vaso, aunque su sabor salado (no te recomiendo que la pruebes) nos indica que contiene sal; la sal, que es la sustancia que vamos a disolver, se denomina soluto, mientras que el agua, que es la sustancia en la que se va a dispersar la sal, se llama disolvente, el conjunto de agua y sal recibe el nombre de disolución o solución. En general, es fácil distinguir entre soluto y disolvente ya que el primero está en menor proporción. A la cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de disolvente se le denomina concentración. Puesto que la cantidad de sal (soluto) en el agua (disolvente) es poca, decimos que la disolución es diluida. Si echamos una cucharada más de sal y volvemos a agitar, la disolución se dice que está concentrada, porque hay mucha cantidad de soluto. Si volvemos a echar otras dos cucharadas de sal, por más que agitemos queda un resto de sal en el fondo del vaso, sin disolverse, la disolución está ahora saturada. La concentración de esa disolución saturada es la solubilidad de la sal. Al calentar el agua, veremos que se disuelve más cantidad de sal: la solubilidad varía con la temperatura. Normalmente los sólidos, como la sal, el azúcar o el bicarbonato aumentan su solubilidad con la temperatura, mientras que los gases, como el dióxido de carbono o el oxígeno, la disminuyen.

Aunque hemos visto que no toda la materia es igual, sino que está compuesta por diferentes sustancias con distintas propiedades características, toda la materia que vemos se presenta en tres formas distintas o estados de agregación: sólido, líquido o gaseoso. Sin embargo, el estado de agregación de una sustancia no es fijo, sino que depende de la temperatura a la que se encuentre. Así, normalmente el agua la vemos en estado líquido, pero si la metemos en el congelador, al bajar la temperatura por debajo de los 0 ºC, se congela y se convierte en hielo, que es agua en estado sólido. Si por el contrario la calentamos al fuego, hierve y se convierte en vapor de agua, se transforma al estado gaseoso. El punto de fusión y el punto de ebullición, propiedades características de las sustancias, son justamente las temperaturas a las que cambian de estado las diferentes sustancias.

Las moléculas, átomos o iones que constituyen la materia por un lado se unen entre sí por las llamadas fuerzas intermoleculares y, por otro lado, tienden a separarse por la temperatura. La intensidad de las fuerzas intermoleculares es la que determina el estado de agregación de las sustancias. Cuando las fuerzas intermoleculares son muy intensas, las moléculas están muy unidas entre sí, apenas pueden moverse, sólo vibrar, y, entonces, la forma y el volumen de la sustancia no pueden cambiar: nos encontramos ante un sólido. Si las fuerzas intermoleculares son algo más débiles, las moléculas aunque juntas, pueden moverse deslizándose una sobre otra, igual que canicas que estuvieran en una caja. El volumen de la sustancia no puede cambiar, ya que las moléculas se tocan unas a otras, pero sí cambia su forma: se trata de un líquido. Cuando las fuerzas intermoleculares son muy débiles, las moléculas ya no se encuentran unidas sino separadas unas de otras, moviéndose libremente. La forma de la sustancia cambiará fácilmente, pero además, como las moléculas pueden separarse o juntarse libremente, también cambiará su volumen: se trata de un gas.

Cuando calentamos un sólido, al aumentar su temperatura, sus moléculas tienden a moverse más (ya que la temperatura mide la capacidad de movimiento de las moléculas). Llega un momento en que las fuerzas intermoleculares no pueden mantener fijas las moléculas y éstas empiezan a moverse y a deslizarse una sobre otra: el sólido se

convierte en líquido, se produce la fusión. La temperatura a la que se produce esta mutación se conoce como punto de fusión y no varía hasta que todo el sólido se haya convertido en líquido. Una vez que toda la sustancia está en estado líquido, al continuar calentando vuelve a subir la temperatura y llega un momento en que las fuerzas intermoleculares ya son incapaces de mantener juntas las moléculas del líquido, por lo que éste hierve y se convierte en un gas, se produce la ebullición. La temperatura a la que el líquido se convierte en gas se la denomina punto de ebullición e, igual que antes, no cambia hasta que todo el líquido se ha transformado en gas. Si por el contrario enfriamos un gas, al llegar al punto de ebullición, empieza a convertirse en líquido, se produce la condensación, proceso durante el que la temperatura no varía. Cuando el gas se ha convertido completamente en líquido, la temperatura continua bajando hasta alcanzar el punto de fusión, momento en que el líquido se convierte en sólido en un proceso llamado solidificación. Existen algunos sólidos, como el hielo seco (CO sólido) usado en los espectáculos para formar las nieblas, que cuando se calientan no se funden, sino que se convierten directamente en gases. Este proceso recibe el nombre de sublimación y, lo mismo que en la fusión o la ebullición, durante él la temperatura permanece constante. Cundo se enfría el gas obtenido, no se convierte en líquido, sino que pasa directamente al estado sólido: es lo que se conoce como condensación a sólido. 2

Las sustancias sólidas se caracterizan porque tienen un volumen y una forma determinada. Hacer que modifiquen su forma suele ser difícil: son indeformables, aunque algunos son relativamente elásticos. Esto se debe a la estructura interna de las moléculas, átomos o iones que constituyen el sólido. Como las fuerzas intermoleculares son muy intensas, estas partículas están ordenadas espacialmente, fijas en unas posiciones determinadas. Por eso se dice que tienen una estructura interna cristalina. A veces, esa estructura interna cristalina se manifiesta externamente como una figura geométrica: un poliedro más o menos perfecto: son los sólidos cristalizados o cristales. En la naturaleza estos se presentan como minerales, algunos de los cuales podrás ver si pulsas sobre la imagen pequeña de la izquierda. Los vidrios y plásticos carecen de estructura interna cristalina, se dice que son sustancias amorfas y no se consideran sólidos sino líquidos con viscosidad (resistencia a fluir, debida al rozamiento entre

sus moléculas) muy alta, tan alta que no pueden fluir y por eso presentan siempre la misma forma como si fueran sólidos.

Las partículas que constituyen el sólido pueden ser moléculas, átomos o iones, dependiendo de la naturaleza de estas partículas variará la intensidad de las fuerzas intermoleculares que las mantienen unidas en la estructura cristalina del sólido y, por tanto, cambiarán las propiedades del sólido: Si las partículas son átomos, se trata de un sólido atómico, los átomos están unidos por enlaces covalentes que son muy fuertes pero muy dirigidos (los átomos tienen que estar en una posición fija, si el átomo cambia un poco de lugar, el enlace se rompe). Por eso son sólidos muy duros, pero frágiles, con puntos de fusión y ebullición muy elevados. El diamante es un sólido de este tipo. Si las partículas son moléculas, se trata de un sólido molecular, las moléculas se unen entre sí por fuerzas de Van der Waals, que son muy débiles y poco dirigidas, por lo que los sólidos moleculares son blandos y tienen puntos de fusión y ebullición bajos. El azúcar es un sólido molecular típico. Si las partículas son iones se pueden originar dos tipos de sólidos: sólidos iónicos o sólidos metálicos. Los sólidos metálicos están formados por iones positivos rodeados de electrones, esto hace que sean buenos conductores de la electricidad, así como duros y tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición. El cobre o el oro son sólidos metálicos. Los sólidos iónicos están formados por iones positivos y negativos alternos, que se atraen por tener cargas opuestas. Como la atracción eléctrica es fuerte, los sólidos son duros, pero frágiles y no conducen la electricidad. La sal es un típico sólido iónico.

Si dejamos un vaso de agua descubierto, podemos observar como al cabo de los días disminuye su contenido: el agua se evapora. Las moléculas de agua que están en su superficie pasan al estado gaseoso. Este proceso de evaporación no debe ser confundido con la ebullición: Ebullición Se produce a una temperatura determinada (punto de ebullición).

Evaporación Se produce a cualquier temperatura.

Afecta a todo el líquido. Se efectúa de forma tumultuosa.

Afecta a la superficie del líquido. No cambia la apariencia tranquila del líquido.

Al evaporarse, parte del líquido se ha transformado en vapor y, por tanto, ejerce una presión, que se conoce como presión de vapor, que depende de la temperatura y del líquido en cuestión. Cuando la temperatura hace que la presión de vapor iguala la presión atmosférica el líquido entra en ebullición y se trata del punto de ebullición. Esto produce dos fenómenos interesantes: la cocina en alta montaña y la olla a presión.

Si en lugar de un líquido puro tenemos una disolución, un líquido al que se le ha agregado otra sustancia llamada soluto, cuando disminuimos la temperatura, las moléculas del soluto impiden que se unan entre sí las del líquido, interponiéndose entre ellas. Con esto, ahora el líquido no solidifica como cuando esta puro, sino a una menor temperatura: disminuye su punto de fusión, este hecho se conoce como descenso crioscópico. Cuanto mayor sea la cantidad de soluto añadida al líquido, mayor será también el descenso crioscópico de la disolución. También el descenso crioscópico tiene utilidad práctica: la eliminación de nieve de las carreteras y los anticongelantes para vehículos. Cuando se producen fuertes nevadas, las ciudades pueden llegar a paralizarse porque la nieve impide el paso de los coches y camiones por sus calles y carreteras. Al añadir sal a la nieve, se forma una disolución de sal en agua, la disolución no solidifica a 0 ºC, sino a menor temperatura (por el descenso crioscópico), por lo que la nieve se funde y las calles pasan a estar despejadas Dependiendo de la temperatura ambiente, habrá de añadirse más o menos sal a la nieve. El motor de un coche tiene que refrigerarse, enfriarse, ya que alcanza temperaturas muy elevadas y podría fundirse el metal que lo forma. Esto se hace con agua. Pero en los lugares fríos, en invierno, el agua puede llegar a congelarse con lo que se romperían los tubos por los que circula y, por tanto, se rompería el motor. También esta dificultad se soslaya con el uso de disoluciones. Al agua del motor se le añade un anticongelante, que puede ser cualquier sustancia, con lo que se forma una disolución que, por el descenso crioscópico, congela a menor temperatura..

En un gas, las fuerzas intermoleculares son muy débiles, por lo que las moléculas del gas no se unen unas a otras, sino que se encuentran separadas, moviéndose al azar. Por esto, un gas no tiene una forma ni un volumen fijo, adoptan la forma del recipiente que los contiene y ocupan todo su volumen. Si el gas se encierra en un recipiente que tenga una pared móvil, como una jeringuilla, al tapar su extremo abierto con el dedo y empujar su émbolo haremos disminuir el volumen del aire que contiene. Si soltamos el émbolo veremos como vuelve a su posición inicial, empujado por el aire de la jeringuilla. Otro tanto ocurre si desplazamos el émbolo aumentando el volumen del aire, al soltarlo vuelve a su posición inicial. En el primer caso, el aire que ocupa la jeringuilla ejerce una fuerza sobre el émbolo, la presión, que es mayor que la del aire que hay fuera de la jeringuilla, ambos empujan al émbolo, pero gana el aire del interior de la jeringuilla. En el segundo caso ocurre lo contrario, la presión del aire de fuera es mayor que la del aire que contiene la jeringuilla y es la que gana en el empuje del émbolo. Para medir la presión de un gas en un recipiente, como una rueda o un balón, se usa el manómetro; para medir la presión de la atmósfera (que es un gas) se usa el barómetro que inventó Torricelli en 1650. Tanto en un caso como en otro, la presión se mide en atmósferas (atm), en bares, en milímetros de mercurio (mmHg) o en Pascales (Pa), en el Sistema Internacional de unidades. 1 atm equivale a 1'013 bares, a 760 mmHg y a 101300 Pa. Más conocido por su uso en meteorología es el milibar la milésima parte de un bar. A continuación puedes comprobar el paso de una unidad a otra. Pero recuerda que también debes hacer ese cambio en tu cuaderno. Introduce el valor inicial: Elige la unidad de origen: y la unidad de destino: Haz click en el botón calcular: El resultado es:

(*)

Haz click en este botón para comenzar de nuevo (*) En algunos cálculos, si el resultado es muy pequeño, te aparecerá 0

Características de los Estados de la Materia La Materia (Para ver un Diagrama que muestra la Clasificación de la Materia seleccione aquí). Todo lo que existe en el universo está compuesto de Materia. La Materia se clasifica en Mezclas y Sustancias Puras. Las Mezclas son combinaciones de sustancias puras en proporciones variables, mientras que las sustancias puras comprenden los compuestos y los elementos. Los compuestos están formados por una combinación de elementos en una proporción definida. Si se hace reaccionar Sodio (Na) con Cloro (Cl2) se obtendrá Na1Cl1 exclusivamente y no sustancias tales como Na0.5Cl2.3 o mezclas raras. Las Mezclas se clasifican en Mezclas Homogéneas (Soluciones) y Mezclas Heterogéneas. En una Mezcla Heterogénea pueden distinguirse con facilidad las diferentes fases que forman la Mezcla, mientras que en una Mezcla Homogénea no hay distinción de fases. Las Mezclas se separan en sus componentes por procesos físicos, mientras que los Compuestos se separan en sus constituyentes por procesos químicos

Propiedades de la Materia Hay dos tipos de propiedades que presenta la Materia, Propiedades Extensivas y Propiedades Intensivas. Las Propiedades Extensivas dependen de la cantidad de Materia, por ejemplo, el peso, volumen, longitud, energía potencial, calor, etc. Las Propiedades Intensivas no dependen de la Cantidad de Materia y pueden ser una relación de propiedades, por ejemplo: Temperatura, Punto de Fusión, Punto de Ebullición, Indice de Refracción, Calor Específico, Densidad, Concentración, etc.

Las Propiedades Intensivas pueden servir para identificar y caracterizar una sustancia pura. A continuación se presenta una tabla con algunas de estas propiedades para el Agua. Tabla: Propiedades físicas del Agua Propiedad Valor Punto de Fusión a 1 atmósfera de Presión 100 °C Punto de Ebullición a 1 atmósfera de Presión 0 °C Densidad a 0 °C (hielo) 0.9168 g/mL Densidad a 0 °C (agua líquida) 0.9998 g/mL Densidad a 4 °C 1.0000 g/mL Densidad a 20 °C 0.99823 g/mL Punto Triple (a 4.58 mm de Hg de presión) 0.0075 °C Calor Específico del hielo 0.487 cal/g °C Calor Específico del Agua 1.000 cal/g °C Calor Específico del Vapor (a 1 atmósfera de presión) 0.462 cal/g °C Calor de Fusión (0 °C) 79.67 cal/g Calor de Vaporización (o Evaporación) 539.55 cal/g Indice de Refracción a 20 °C 1.3333 Temperatura Crítica 374.2 °C Presión Crítica 218.5 atmósferas

Nota: En la práctica No. 1 de Laboratorio se harán las determinaciones de algunas propiedades intensivas. Ejercicio: Clasifique los siguientes Materiales en las siguientes categorías: Mezcla Heterogénea, Mezcla Homogénea, Compuesto, Elemento. • • • • • • • •

Cerveza Mercurio Madera Acero Escombro Acido Acético Oxido de Zinc Plomo

Cambios de Estado de la Materia

Estados de Agregación de la Materia

La Materia se presenta básicamente en tres estados, los cuales son: sólido, líquido y gaseoso. En la siguiente tabla se presentan algunas características físicas de dichos estados de agregación. Estado de Agregación Sólido Líquido Gas Volumen Definido Definido Indefinido Forma Definida Indefinida Indefinida Compresibilidad Incompresible Incompresible Compresible Atracción entre Moléculas Intensa Moderada Despreciable

Gases Teoría Cinética de los Gases: Entre los siglos XVIII y XIX Bernoulli, Krönig, Clausius, Maxwell y Boltzmann desarrollaron la Teoría Cinética de los Gases para explicar el comportamiento de los mismos. Los postulados de la Teoría Cinética de los Gases son los siguientes: Los Gases consisten en Moléculas muy separadas en el espacio. El Volumen real de las Moléculas individuales es despreciable en comparación con el volumen total del Gas como un todo (En esta teoría se considera como Moléculas a las partículas que forman el Gas las cuales en algunos casos son Moléculas Monoatómicas, Diatómicas, Triatómicas, etc...). • Las Moléculas de los Gases están en constante movimiento caótico, chocan entre sí elásticamente (no pierden energía cinética debido a los choques) y pueden transmitir la energía de una Molécula a otra. • La Temperatura se considera como una medida de la Energía Cinética Promedio de todas las Moléculas. Es decir, que a una Temperatura dada, las Moléculas de todos los gases tienen el mismo promedio de energía cinética. • Las fuerzas de atracción entre las Moléculas son Despreciables •

La Presión de un gas es consecuencia de los choques de las Moléculas del Gas con las paredes del recipiente que las contiene resultando en una fuerza por unidad de superficie (Presión). •

Licuefacción de Gases La Licuefacción de un Gas ocurre bajo condiciones que permiten que las fuerzas de atracción intermoleculares unan las moléculas del Gas en la forma líquida. Si la presión es Alta, las Moléculas están juntas y el efecto de las fuerzas de atracción entre las mismas es apreciable. Seleccione aquí para ver un Esquema. Las fuerzas de atracción son contrarrestadas por el movimiento de las Moléculas del Gas. Si la Temperatura disminuye, la energía cinética promedio de las Moléculas disminuye también así como el movimiento, permitiendo que las fuerzas de atracción intermoleculares tengan una mayor influencia. A Presiones Altas y Temperaturas bajas los gases se licúan. En la siguiente tabla se presentan las condiciones necesarias para licuar el Dióxido de Carbono (CO2). Temperatura (°C) Presión (atm) -50 6.7 -30 14.1 -10 26.1 +10 44.4 +20 56.5 +30 71.2 +31 72.8

La Temperatura Crítica es un indicio de la intensidad de las fuerzas de atracción intermoleculares de un Gas. Así por ejemplo, el Helio tiene una Temperatura Crítica de 5.3 °K (-267.85 °C) lo que indica que las atracciones entre sus moléculas son insignificantes en comparación con el Agua, que tiene una Temperatura Crítica de 647.2 °K (374.05 °C) lo cual indica que las atracciones intermoleculares son muy intensas.

Líquidos y Sólidos En el Estado líquido el movimiento de las Moléculas se halla restringido en comparación con el Estado gaseoso. En el Estado Sólido, las Moléculas ocupan posiciones fijas dentro de una Red Cristalina y su movimiento se reduce a vibraciones. Las fuerzas de Atracción se Clasifican en: Atracciones Dipolo-Dipolo, Fuerzas de London y Enlaces de Puente de Hidrógeno. Seleccione aquí para ver un Esquema de la Orientación de los Dipolos en un Cristal. Tabla: Energías de Atracción Moleculares de Algunos Cristales Moleculares Sencillos Molécula

Momento Dipolar (D)

CO HI HBr HCl NH3 H2O

0.12 0.38 0.78 1.03 1.49 1.84

Energías de Punto de Punto de Atracción(kJ/mol) Fusión (°K) Ebullición (°K) DipoloLondon Dipolo 0.0004 8.74 74 82 0.025 27.9 222 238 0.69 21.9 185 206 3.31 16.8 158 188 13.3 14.7 195 240 36.4 9.0 273 373

Si un líquido se confina en un recipiente, genera una presión de vapor producida por el equilibrio de los procesos de evaporación y condensación. Cambios de Estado La Termoquímica es la rama de la química que estudia los cambios de energía relacionados con los cambios físicos y químicos. Los cambios de estado involucran una transferencia de energía. La fusión y la evaporación ocurren a temperatura constante e involucran un calor de fusión y un calor de vaporización que se calculan como el producto de la masa por el Calor de Fusión o Calor de Vaporización, según sea el caso. Cuando no hay cambio de estado, para aumentar la temperatura de una sustancia debe aplicarse calor, el cual es igual al producto de la masa por el Calor

Específico y por la diferencia de temperaturas (Temperatura Inicial y Temperatura Final). Seleccione aquí para ver un Diagrama sobre los cambios de estado en el agua. Lo anterior se puede entender mejor resolviendo el siguiente ejemplo: Ejemplo: Calcule la Cantidad de Calor en calorías requerida para convertir 10 gramos de Bromo sólido a -7 °C a vapor a +59 °C. Datos: Calor de Fusión del Bromo Punto de Fusión del Bromo Calor específico del Bromo líquido Punto de Ebullición del Bromo Calor de Vaporización del Bromo

16.1 cal/g -7 °C 0.11 cal/g 59 °C 45.4 cal/g

1 Caloría = 4.18 Joules Q = Calor El valor de Q dependerá de las cantidades individuales de calor involucradas. Q = Calor necesario para fundir el Bromo + Calor necesario para calentar el Bromo líquido hasta su temperatura de ebullición + Calor necesario para vaporizar el Bromo líquido Q = (Calor de Fusión)x(10 g) + (Calor Específico del Bromo Líquido)x(10 g)x(59-(-7)) + (Calor de Vaporización)x(10 g) Q = (16.1 Cal/g)x(10 g) + (0.11 Cal/g°C)x(10 g)x(66 °C) + (45.4 Cal/g)x(10 g) Q = 687.6 Cal Seleccione aquí para ver una gráfica de este problema en donde puede observarse que la temperatura se mantiene constante en los cambios de estado aunque se siga absorbiendo calor.

El Calorímetro El Calorímetro es un Aparato utilizado para medir el Calor transferido en reacciones químicas y cambios físicos. Seleccione aquí para ver un Diagrama de un Calorímetro Ejemplo: Una muestra de Glucosa de 3.00 g se coloca en una Bomba Calorimétrica , la cual se llena con Oxígeno Gaseoso bajo presión. La Bomba se coloca en un recipiente Calorimétrico bien aislado que contiene 1.2 Kg de Agua. La temperatura inicial del dispositivo es de 19.00 °C. La Ignición de la mezcla se obtuvo por calentamiento eléctrico de un filamento dentro de la Bomba. La reacción hizo que la temperatura del Calorímetro y su Contenido aumentara a 25.50 °C. La Capacidad Calorífica del Calorímetro es 2.21 kJ/°C. El peso molecular de la Glucosa es 180 g/mol. ¿Qué cantidad de calor se desprende por gramo de Glucosa?. Q = Cantidad de Calor Desprendido Ca = Capacidad Calorífica del Agua Cc = Capacidad Calorífica del Calorímetro Tf = Temperatura Final Ti = Temperatura Inicial Q = (Ca + Cc)(Tf - Ti) Q = [(masa del Agua)( Calor Específico del Agua) + Cc](DT) Q = [(1,200 g)(4.18 J/g °C) + 2,210 J/°C](25.5 °C 19.00 °C) Q = 47,000 J

Esa cantidad de Calor corresponde a 3 gramos de Glucosa, así que si se Divide entre 3 se obtiene: 15,666 J/g o 15.66 kJ/g. Ejercicio: Resuelva los siguientes Problemas. a)La liberación de 180 g de Glucosa libera 2.82 x 103 kJ de Calor. Si 1.25 g de Glucosa se queman en un Calorímetro que contiene 0.950 kg de Agua y la temperatura del conjunto aumenta de 20.10 °C a 23.25 °C cuál es la Capacidad Calorífica del Calorímetro? b)Una muestra de 1.45 g de Acido Acético se quemó en exceso de Oxígeno en un Calorímetro. El Calorímetro contenía 0.750 kg de agua y tenía una Capacidad Calorífica de 2.67 kJ/°C. La temperatura del Calorímetro y su contenido aumentó de 24.32 °C a 27.95 °C. ¿Qué cantidad de Calor se liberará por la Combustión de 60 g de Acido Acético? Tabla Periódica ] [ Biorritmo ] [ Euro Calculadora ] [ Simulador de Negocios ] [ Radiactividad ] [ Arte/Indice.htm ] [ Conversor de Unidades ] [ Juegos ] [ Resistencias ]

•

Tabla Periódica y Enlace químico Clasificación de los elementos (Tabla Periódica)

Antecedentes El descubrimiento de un gran número de elementos y el estudio de sus propiedades puso de manifiesto entre algunos de ellos ciertas semejanzas. Esto

indujo a los químicos a buscar una clasificación de los elementos no solo con objeto de facilitar su conocimiento y su descripción, sino, más importante, para las investigaciones que conducen a nuevos avances en el conocimiento de la materia.

1. Primera tentativa de clasificación: Triadas de Döbereiner. Entre 1817 y 1829, J. W. Döbereiner, profesor de Química de la Universidad de Jena, expuso su ley de las triadas, agrupando elementos con propiedades semejantes. 2. Segunda tentativa de clasificación: Ley de las octavas de Newlands. En 1864, el

3.

químico inglés J. A. R. Newlands observó que dispuestos los elementos en orden crecientes a sus pesos atómicos, después de cada siete elementos, en el octavo se repetían las propiedades del primero y por analogía con la escala musical enunciaba su ley de las octavas. Tercera tentativa de clasificación: Sistema periódico de Mendelejeff. Fue el químico ruso Dimitri I. Mendelejeff el que estableció la tabla periódica de los elementos comprendiendo el alcance de la ley periódica.

Tabla Periódica Los primeros trabajos de Mendelejeff datan de 1860 y sus conclusiones fueron leídas 1869 en la sociedad Química Rusa. El mismo resumió su trabajo en los siguientes postulados: 1. Si se ordenan los elementos según sus pesos atómicos, muestran una evidente periodicidad. 2. Los elementos semejantes en sus propiedades químicas poseen pesos atómicos semejantes (K, Rb, Cs). 3. La colocación de los elementos en orden a sus pesos atómicos corresponde a su valencia.

4. Los elementos más difundidos en la Naturaleza son los de peso atómico pequeño. Estos elementos poseen propiedades bien definidas. Son elementos típicos. 5. El valor del peso atómico caracteriza un elemento y permite predecir sus propiedades. 6. Se puede esperar el descubrimiento de elementos aún desconocidos. 7. En determinados elementos puede corregirse el peso atómico si se conoce el de los elementos adyacentes.

He aquí una síntesis clara y muy completa no solo de la construcción de la tabla, sino también de su importancia química. La tabla periódica moderna consta de siete períodos y ocho grupos. Períodos: Cada franja horizontal. Grupo Cada franja vertical. Familia: Grupo de elementos que tienen propiedades semejantes.

Ventajas del sistema de Mendelejeff 1. Corrigió los pesos atómicos y las valencias de algunos elementos por no tener sitio en su tabla de la forma en que eran considerado hasta entonces. 2. Señaló las propiedades de algunos elementos desconocidos, entre ellos, tres a los que llamó eka-boro, eka-aluminio, y eka-silicio. 3. En 1894 Ramsy descubrió un gas el que denominó argón. Es monoatómico, no presenta reacciones químicas y carecía de un lugar en la tabla. Inmediatamente supuso que debían existir otros gases de propiedades similares y que todos juntos formarían un grupo. En efecto, poco después se descubrieron los otros gases nobles y se les asignó el grupo cero. 4. Todos los huecos que dejó en blanco se fueron llenando al descubrirse los elementos correspondientes. Estos presentaban propiedades similares a las asignadas por Mendelejeff.

Defectos de la tabla de Mendelejeff

1. No tiene un lugar fijo para el hidrógeno. 2. Destaca una sola valencia. 3. El conjunto de elementos con el nombre de tierras raras o escasas (lantánidos) no tiene ubicación en la tabla o es necesario ponerlos todos juntos en un mismo lugar, como si fueran un solo elemento, lo cual no es cierto. 4. No había explicación posible al hecho de que unos períodos contarán de 8 elementos: otros de 18, otros de 32, etc. 5. La distribución de los elementos no está siempre en orden creciente de sus pesos atómicos.

Tabla periódica moderna En el presente siglo se descubrió que las propiedades de los elementos no son función periódica de los pesos atómicos, sino que varían periódicamente con sus números atómicos o carga nuclear. He aquí la verdadera Ley periódica moderna por la cual se rige el nuevo sistema: "Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos" Modernamente, el sistema periódico se representa alargándolo en sentido horizontal lo suficiente para que los períodos de 18 elementos formen una sola serie. Con ello desaparecen las perturbaciones producidas por los grupos secundarios. El sistema periódico largo es el más aceptado; la clasificación de Werner, permite apreciar con más facilidad la periodicidad de las propiedades de los elementos. Propiedades periódicas y no periódicas de los elementos químicos Son propiedades periódicas de los elementos químicos las que desprenden de los electrones de cadena de valencia o electrones del piso más exterior así como la mayor parte de las propiedades físicas y químicas. Radio atómico Es la distancia de los electrones más externos al núcleo. Esta distancia se mide en Angström (A=10-8), dentro de un grupo Sistema periódico, a medida que aumenta el número atómico de los miembros de una familia aumenta la densidad, ya que la masa atómica crece mas que el volumen atómico, el color F (gas amarillo verdoso), Cl (gas verde), Br (líquido rojo), I sólido (negro púrpura), el lumen y el radio atómico, el carácter metálico, el radio iónico, aunque el radio iónico de los elementos metálicos es menor que su radio atómico.

Afinidad electrónica La electroafinidad, energía desprendida por un ion gaseoso que recibe un electrón y pasa a átomos gaseosos, es igual el valor al potencial de ionización y disminuye al aumentar el número atómico de los miembros de una familia. La electronegatividad es la tendencia de un átomo a captar electrones. En una familia disminuye con el número atómico y en un período aumenta con el número atómico. Enlaces químicos Iones Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y que el número de cargas positivas del primero es igual al número de electrones de la corteza; de ahí su electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones. Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo. En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes. Elementos electropositivos y electronegativos Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales. Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides. Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los alógenos de fuerte carácter electronegativo. Electrones de valencia La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia. La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro. Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad. Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable. Valencia electroquímica Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el ion es monovalente, bivalente, trivalente, etc. Tipos de enlace

En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos: 1. Enlace iónico, si hay atracción electrostática. 2. Enlace covalente, si comparten los electrones. 3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos. 4. Enlace metálico, so los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.

Enlace iónico o electrovalente Fue propuesto por W Kossel en 1916 y se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro. La definición es la siguiente: "Electrovalencia es la capacidad que tienen los átomos para ceder o captar electrones hasta adquirir una configuración estable, formándose así combinaciones donde aparecen dos iones opuestos". Exceptuando solamente los gases nobles todos los elementos al combinarse tienden a adquirir la misma estructura electrónica que el gas noble más cercano. El átomo que cede electrones se transforma en ion positivo (catión), en tanto que el que los gana origina el ion negativo (anión). Propiedades generales de los compuestos iónicos En general, los compuestos con enlace iónico presentan puntos de ebullición y fusión muy altos, pues para separarlos en moléculas hay que deshacer todo el edificio cristalino, el cual presenta una elevada energía reticular.

Enlace covalente normal Se define de la siguiente manera: "Es el fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten". Un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo. Cada par de electrones comunes a dos átomos se llama doblete electrónico. Esta clase de enlace químico se llama covalente, y se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la mayoría de compuestos de carbono. Cada doblete de electrones (representado por el signo :) Intercalado entre los símbolos de los átomos, indica un enlace covalente sencillo y equivale al guión de las fórmulas de estructura. En enlace covalente puede ser: sencillo, doble o triple, según se compartan uno, dos o tres pares de electrones. Enlace covalente coordinado

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

Enlace metálico La estructura cristalina de los metales y aleaciones explica bastante una de sus propiedades físicas.

La red cristalina de los metales está formada por átomos (red atómica) que ocupan los nudos de la red de forma muy compacta con otros varios. En la mayoría de los casos los átomos se ordenan en red cúbica, retenido por fuerzas provenientes de los electrones de valencia; pero los electrones de valencia no están muy sujetos, sino que forman una nube electrónica que se mueve con facilidad cuando es impulsada por la acción de un campo eléctrico.

Trabajo realizado por: Christian Gerald De Freitas H. [email protected]

ENLACE QUÍMICO Y GEOMETRIA MOLECULAR 5.1.- Enlace iónico, enlace covalente y enlace polar. 5.2.- Estructura molecular.

5.3.- Geometría molecular.

5.1.- Enlace iónico, enlace covalente y enlace polar. Los átomos forman enlaces químicos interactuando sólo los electrones de los orbitales más externos o electrones de valencia. •

Un átomo diferente al hidrógeno tiende a formar enlaces hasta qiíe se rodea de ocho electrones de valencia, captándolos, cediéndolos o compartiéndolos con los átomos vecinos. Esta es la regla del octeto (Lewis). •

Los símbolos de puntos de Lewis muestran los electrones de valencia que tiene un átomo de un elemento dado: •

Grupo

Elemento

Configuración electrónica

1A

H

1s1

2A

Be

[He]2s2

3A

B

[He]2s22p1

4A

C

[He]2s22p2

7A

F

[He]2s22p5

Símbolo de punto de Lewis

Los compuestos iónicos son formados por elementos de baja energía de ionización (forman cationes) y elementos de alta afinidad electrónica (forman aniones), cuyos enlaces son el producto de fuerzas electroestáticas de atracción entre aniones y cationes. Las cargas positivas de los compuestos iónicos se encuentran balanceadas con las cargas negativas. •

Ejemplos:

•

Los compuestos iónicos son en general conductores de la electricidad, son sólidos de alto punto de fusión y son solubles en agua.

•

En el enlace covalente, uno o más pares de electrones son compartidos entre dos átomos, siendo que el enlace es el producto de las fuerzas de atracción de los respectivos núcleos sobre los pares de electrones compartidos. Los compuestos que los tienen se llaman compuestos covalentes. Ejemplos:

Para volver al menú principal, haz click aquí •

Los compuestos covalentes son generalmente gases, sus moléculas tienen poca o ninguna interacción entre ellas y son malos conductores de la electricidad.

•

Los enlaces covalentes polares o polares se producen entre átomos que son distintos, pero cuya atracción por electrones es poco diferente. Los pares de electrones compartidos por los átomos de un enlace polar se desplazan ligeramente hacia el elemento más electronegativo.

•

Los compuestos que tienen enlace covalente polar se llaman compuestos polares. Ejemplo:

Los compuestos polares tienen propiedades intermedias entre los iónicos y los covalentes. Sus moléculas son dipolos interactuando entre si y con otras moléculas iónicas o polares •

El método de la diferencia de electronegatividad (Linus Pauling), permite determinar la naturaleza de los enlaces entre átomos.

• Si electronegatividad covalente • Si

• Si

=

0

enlace

enlace polar electronegatividad> 3,0

enlace iónico

Ejemplos: KF, la diferencia de electronegatividad del enlace es (4,00,8) = 3,2 , por lo que el compuesto es iónico. HF, la diferencia de electronegatjvidad del enlace es (4,02,1) = 1,9 ; el compuesto es polar. CO, la diferencia de electronegatividad del enlace es (3,52,5) = 1,0 ; el monóxido de carbono es un compuesto polar. H2O, la diferencia de electronegatjvidad de cada enlace OH es (3,5-2,1) = 1,4 ; el agua es un compuesto polar.

5.2.- Estructura molecular. Las estructuras de Lewis de compuestos poliatómicos necesitan de un método para ser predicha, el que se da a seguir: Ejemplo: Escríbase las estructuras de Lewis posibles para el ácido nítrico (HNO3). 1.Escriba las estructuras básicas posibles del compuesto en las que el elemento más electropositivo ocupa la posición central y el hidrógeno la posición terminal. O N O H . . . . O N o h a y o t r a s p o s i b l

e s .

2.Determine el número total de electrones de valencia, sumando los números de electrones de valencia de todos los átomos participantes. En el caso de aniones poliatómicos, agregue el número total de cargas negativas y para los cationes poliatómicos, reste el número total de cargas positivas. Nº total de e de valencia= 3x6 + 5 + 1 = 24 3.Determine el número total de electrones para átomos individuales, correspondiendo 8 a todos los átomos y 2 al hidrógeno. Esta regla se basa en la regla del octeto. Algunos átomos no cumplen la regla del octeto todas las veces, como los metales de transición, entre otros. Estos son Al, Be, B, N, P y S. Nº total de e p’átomos indiv.= 4 x 8 + 2 = 34 4.Calcule el número total de electrones compartidos, que es la diferencia entre el número total de electrones para átomos individuales y el número total de electrones de valencia. Nº total de e compartidos = 34 –24 = 10 5.Calcular el número de enlaces, que es la mitad del número de electrones compartidos. Nº de enlaces = 10/2 = 5 6.Calcular el número de electrones no enlazantes o no compartidos, que es igual al número total de electrones de valencia menos el número de electrones compartidos. Nº de e no enlazantes = 24 – 10 = 14 7.Distribuir los enlaces y los electrones no compartidos en las estructuras básicas posibles. Observar en cada caso que se cumpla la regla del octeto, desde que sea posible. Los elementos oxígeno y los halógenos siempre la cumplen.

8.Calcule las cargas formales de los átomos de las estructuras, dadas por: Carga formal de átomo=Nº de valencia – Nº enlaces – Nº de electrones no compartidos

O-: 6-1-6= -1; O= y –O- : 6-2-4=0; N: 5-4-0= +1; =O- : 6-32= +1 9.Seleccionar las estructuras de acuerdo con las cargas formales: º Se prefieren las estructuras de Lewis para las cuales no haya cargas formales. º Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes positivas o negativas son menos probables que las con cargas formales pequeñas. º Son imposibles las estructuras que tienen cargas formales negativas en átomos más electropositivos y viceversa. º Son más probables las estructuras sin cargas formales que tengan un átomo que no cumpla la regla del octeto. Las estructura (1) del ácido nítrico se descarta por exceso de cargas formales, y por tener carga formal + en O, que es electronegativo. Además se adiciona una estructura donde el N no cumple la regla del octeto, pero que no tiene cargas formales. Las estructuras más probables son:

1. Las estructuras más probables son estructuras resonantes. Ellas coexisten en el compuesto en equilibrio. 2. La suma algebraica de las cargas formales de un estructura de un compuesto es igual a cero. En la estructura de un ión, la suma es igual a su carga.

Ejemplo 2: Escríbase las estructuras de Lewis posibles para el ion sulfato (SO4)2- . 1.- Escriba las estructuras básicas posibles del compuesto en las que el elemento más electropositivo ocupa la posición central y el hidrógeno la posición terminal.

. No hay otras posibles. 2.- Determine el número total de electrones de valencia, sumando los números de electrones de valencia de todos los átomos participantes. En el caso de aniones poliatómicos, agregue el número total de cargas negativas y para los cationes poliatómicos, reste el número total de cargas positivas. Nº total de e de valencia= 4x6 + 6 + 2 = 32 3.- Determine el número total de electrones para átomos individuales, correspondiendo 8 a todos los átomos y 2 al hidrógeno. Esta regla se basa en la regla del octeto. Algunos átomos no cumplen la regla del octeto todas las veces, como los metales de transición, entre otros. Estos son Al, Be, B, N, P y S. Nº total de e p'átomos indiv.= 5 x 8 = 40 4. Calcule el número total de electrones compartidos, que es la diferencia entre el número total de electrones para átomos individuales y el número total de electrones de valencia. Nº total de e compartidos = 40 - 32 = 8 5. Calcular el número de enlaces, que es la mitad del número de electrones compartidos. Nº de enlaces = 8/2 = 4 6. Calcular el número de electrones no enlazantes o no compartidos, que es igual al número total de electrones de valencia menos el número de electrones compartidos. Nº de e no enlazantes = 32 - 8 = 24 7. Distribuir los enlaces y los electrones no compartidos en las estructuras básicas posibles. Observar en cada caso que se cumpla la regla del octeto, desde que sea posible. Los elementos oxígeno y los halógenos siempre la cumplen.

8. Calcule las cargas formales de los átomos de las estructuras, dadas por: Carga formal de átomo=Nº de valencia - Nº enlaces - Nº de electrones no compartidos O-: 6-1-6= -1; O= : 62-4=0; S en (1): 6-4-0=+2; S en (2): 6-5-0=+1; S en (3) y (4):6-6-0=0

9. Seleccionar las estructuras de acuerdo con las cargas formales: º Se prefieren las estructuras de Lewis para las cuales no haya cargas formales. º Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes positivas o negativas son menos probables que las con cargas formales pequeñas. º Son imposibles las estructuras que tienen cargas formales negativas en átomos más electropositivos y viceversa. º Son más probables las estructuras sin cargas formales que tengan un átomo que no cumpla la regla del octeto. Las estructuras (1) y (2) del ion sulfato se descartan por exceso de cargas formales. Se adicionan estructura donde el S no cumple la regla del octeto, pero que tienen menos cargas formales. Las estructuras más probables son (3) y (4). La (4), en realidad, es equivalente a la (3):

10. Las estructuras más probables son estructuras resonantes. Ellas coexisten en el compuesto en equilibrio. Problemas Problemas Para volver al menú principal, haz click aquí

5.3.- Geometria molecular. La forma geométrica u organización tridimensional de los átomos de las moléculas tiene efecto sobre las propiedades físicas (densidad, punto de ebullición, punto de fusión, etc.) y propiedades químicas (tipo de reacciones, velocidad de reacción) de los compuestos. •

Los electrones de valencia enlazados y no enlazados de cada átomo se repelen entre si, produciendo que los átomos a los cuales están enlazados se mantengan separados. •

Las formas moleculares son tales que las repulsiones sean mínimas. •

El modelo de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV) está basado en estes hechos: •

º Las fuerzas de repulsión entre los pares de electrones enlazantes y pares no enlazantes siguen el siguiente orden, de mayor a menor: Par no enlazante Vs. par no enlazante

>

Par no enlazante Vs. par enlazante

>

Par enlazante Vs. par enlazante

º Los enlaces dobles y triples deben ser tratados como si fuesen enlaces simples. º Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, el modelo RPECV se puede aplicar a cualquiera de ellas. Cuando las moléculas tienen enlaces polares, las formas geométricas tienen cargas positivas y negativas que tornan la •

molécula un dipolo, siendo la polaridad medida por el momento dipolar , siendo Q la cantidad de carga de cada polo en Coulomb y r la distancia entre las cargas en metros. Ejemplos: El fluoruro de hidrógeno, HF El agua, H2O

•

Geometría de moléculas con átomo central sin pares de electrones libres:

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TIPO: AB2 GEOMETRIA: lineal EJEMPLOS: BeCl2, HgCl2

B-A-B ESTRUCTURA DE LEWIS:

TIPO: AB3 GEOMETRIA: plana trigonal EJEMPLOS: BF3,AlCl3

ESTRUCTURA DE LEWIS:

TIPO: AB4 GEOMETRIA: tetraédrica EJEMPLOS: NH4+, CH4.

ESTRUCTURA DE LEWIS:

Para volver al menú principal, haz click aquí •

Geometría de moléculas con átomo central con uno o más pares libres: TIPO: AB2E GEOMETRIA: angular EJEMPLOS: SO2

ESTRUCTURA DE LEWIS:

TIPO: AB2E2 GEOMETRIA: angular EJEMPLOS: H2O, H2S

ESTRUCTURA DE LEWIS:

TIPO: AB3E GEOMETRIA: pirámide trigonal EJEMPLOS: NH3

ESTRUCTURA DE LEWIS:

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El rincón de la Ciencia nº 14,

Ciencia e Historia

Diciembre de 2001

Pauling y el enlace químico J. S. Mazana (Inmunólogo, Académico e historiador de la ciencia)

Linus Pauling (1901-1994) Se conmemora ahora el I Centenario del nacimiento de una de las personalidades más brillantes y una de las mentes más preclaras de la ciencia del siglo XX, cuyas aportaciones a la química fueron revolucionarias. Linus Pauling nació el 28 de febrero de 1901 en Portland (Oregón, EE UU) y falleció el 19 de agosto de 1994 en Sur Grande, (California, EE UU). Se licenció 1922 en ingeniería química en la Universidad Agrícola del Estado de Oregón (ahora Universidad del Estado de Oregón) en Corvallis, doctorándose en química física en 1925 en el California Institute of Technology (Caltech) en Pasadena. Durante dos años como becario postdoctoral, trabajó en Europa en los laboratorios de los científicos de mayor prestigio: con Arnold Sommerfeld en Munich, Niels Bohr en Copenhague, Erwin

Schrödinger en Zurich, y Sir William Henry Bragg en Londres. En 1927 volvió al Caltech en calidad de profesor ayudante de química, convirtiéndose en catedrático en 1931 y director de los laboratorios Crellin de química entre 1936 y 1958. Los intereses científicos de Pauling fueron muy variados, tal fue su fascinación por la Ciencia: mecánica cuántica, cristalografía, mineralogía, química estructural, anestesia, inmunología, medicina y evolución. Su contribución a la química se centró en multitud de aspectos de la estructura molecular, abarcando desde las moléculas simples a la complejidad de las proteínas. Fue uno de los pioneros en la aplicación de los principios de la mecánica cuántica y la difracción con rayos X a la estructura de las moléculas lo que le permitió calcular las distancias interatómicas y los ángulos entre los distintos enlaces químicos, analizando la influencia de los efectos magnéticos y térmicos en la formación de los compuestos, y relacionando esos parámetros experimentales con las características estructurales y la interacción entre las moléculas. Para explicar la equivalencia de los cuatro enlaces alrededor del átomo de carbono, introdujo el concepto de los orbitales híbridos, en los cuales los electrones orbitales son propulsados desde sus posiciones originales por la repulsión mutua electrostática. Reconoció la presencia de orbitales híbridos en la coordinación de iones o de grupos de iones en una disposición geométrica definida sobre un ion central. Su teoría de la valencia (positiva y negativa) dirigida, es decir, la capacidad de un átomo para combinarse con otros átomos, fue una consecuencia lógica de sus tempranas investigaciones, al igual que el carácter iónico parcial de los enlaces covalentes (átomos que compartían electrones). Su concepto empírico de electronegatividad como energía de atracción de los electrones en un enlace covalente, resultó útil en la clarificación posterior de estos problemas. Introdujo la noción de híbridos de resonancia según la cual la estructura verdadera de una molécula se concibe como un estado intermedio o de transición entre dos o más estructuras. Las ideas sobre el enlace químico fueron desarrolladas en una serie de artículos publicados en sus inicios como investigador y recogidas en su libro inmortal La naturaleza del enlace químico y la estructura de las moléculas y cristales (1939), fruto de un conjunto de conferencias que impartió en 1937 y 1938, ejerciendo esta obra una considerable influencia durante todo el siglo XX. En 1934 Pauling comenzó a analizar la estructura molecular de las proteínas. Sus análisis sobre la susceptibilidad magnética de la molécula de hemoglobina (la proteína roja de las células rojas de la sangre o hematíes) durante la oxigenación, inauguraron una serie de estudios que le llevaron a formular una teoría de las proteínas nativas (proteínas naturales funcionalmente activas tal como se encuentran en los organismos vivos). Se interesó en las proteínas implicadas en las reacciones inmunológicas y en 1940, junto a un biólogo alemán llamado Max Delbruck, desarrolló el concepto fundamental de la complementariedad molecular en las reacciones

específicas antígeno-anticuerpo. Reconoció la importancia de la participación del hidrógeno en la estructura de las proteínas y en las interacciones entre las macromoléculas, preparando el camino para la propuesta por Watson y Crick de un modelo tridimensional para la macromolécula de ácido desoxirribonucleico (DNA). Su colaboración con un químico americano, Robert B. Corey, en el estudio de la estructura de los aminoácidos y los polipéptidos le permitió reconocer que ciertas proteínas exhiben estructuras helicoidales en su plegamiento espacial.

Pauling junto a uno de sus célebres modelos de α-hélice

Postuló que esta deformidad de la célula se debería a un defecto genético asociado a la formación de la hemoglobina. Sus estudios demostraron que este “efecto falciforme” desaparecía con la presencia del oxígeno en la sangre arterial. También desarrolló un modelo molecular para la explicación de la anestesia, y en 1965 propuso una teoría del núcleo atómico. Tras el desarrollo de las armas nucleares, Pauling llegó a cuestionar seriamente los peligros potenciales de la exposición a la radiación asociados a las pruebas nucleares. En enero de 1958 presentó en los Naciones Unidas una petición firmada por 11.021 científicos en contra de los ensayos con armas nucleares. Profesor honorario en 1974 del departamento de química de la Universidad de Stanford en California. En 1973 fundó el instituto de ciencia y medicina que lleva su nombre para estudiar la prevención y el tratamiento de las enfermedades mediante dosis óptimas de vitaminas y minerales (6 a 18 gramos de vitamina C). Su teoría sobre la vitamina C y la terapia nutricional, que desarrolló en su libro Vitamina C y Resfriado Común (1970), provocó mucha controversia en la comunidad médica. Recibió el Premio Nobel de Química en 1954 y el de la Paz en 1962, este último en reconocimiento a sus campañas en contra de los ensayos con armas nucleares y a favor de la paz mundial. Además de recibir dos premios Nobel, Pauling fue reconocido internacionalmente en los círculos científicos y pacifistas. Su éxito profesional se basó en su sagacidad como investigador, su

extraordinaria capacidad para establecer correlaciones e inferencias lógicas, recurriendo asiduamente al empleo de las conjeturas intuitivas cimentadas en una memoria prodigiosa (lo que en conjunto el propio Pauling denominaba método estocástico). Sus ideas aunque brillantes no fueron siempre acertadas, pero estimularon enormemente la discusión y el debate científicos, catapultando el desarrollo de la físico-química y la biomedicina hasta límites insospechados.

FORMULACIÓN DE QUÍMICA INORGÁNICA. 1. VALENCIA. Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. La valencia es un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo con otro átomo o átomos.

2. VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS MÁS IMPORTANTES DEL SISTEMA PERIÓDICO. 2.1. METALES. VALENCIA 1 Litio Sodio Potasio Rubidio Cesio Francio Plata

VALENCIA 2 Berilio Magnesio Calcio Estroncio Zinc Cadmio Bario Radio VALENCIAS 1, 3

Be Mg Ca Sr Zn Cd Ba Ra

Cu Hg

Oro Talio

Au Tl

Pt

VALENCIAS 2, 3, 6 Cromo

Cr

Li Na K Rb Cs Fr Ag

VALENCIAS 1, 2

Cobre Mercurio VALENCIAS 2, 4 Platino

VALENCIA 3 Aluminio

Al

VALENCIAS 2, 3 Níquel Cobalto Hierro VALENCIAS 2, 3, 4, 6, 7 Manganeso

Ni Co Fe Mn

Plomo Estaño

Pb Sn

2.2. NO METALES. VALENCIA -1 Flúor

F

VALENCIAS +/-2, 4, 6 Azufre S Selenio Se Teluro Te VALENCIAS +/-2, 4 Carbono C

VALENCIAS +/- 1, 3, 5, 7 Cloro Cl Bromo Br Yodo I VALENCIAS 2, +/- 3, 4, 5 Nitrógeno N VALENCIA 4 Silicio

Si

VALENCIA -2 Oxígeno VALENCIAS +/- 3, 5 Fósforo Arsénico Antimonio VALENCIA 3 Boro

O

P As Sb B

2.3. HIDRÓGENO. VALENCIA +/-1 Hidrógeno

H

3. NOMENCLATURAS. Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos, la sistemática, la nomenclatura de stock y la nomenclatura tradicional. 3.1. NOMENCLATURA SISTEMÁTICA. Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos: MONO_, DI_, TRI_, TETRA_, PENTA_, HEXA_, HEPTA_ ... Cl2O3 Trióxido de dicloro I2O Monóxido de diodo 3.2. NOMENCLATURA DE STOCK. En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia, ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis: Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II) Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III) 3.3. NOMENCLATURA TRADICIONAL. En esta nomenclatura para poder distinguir con qué valencia funcionan los elementos en ese compuesto se utilizan una serie de prefijos y sufijos:

1 valencia

2 valencias

3 valencias

4 valencias

Hipo_ _oso _oso _ico Per_ _ico

Valencia menor Valencia mayor

4. ÓXIDOS. Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y oxígeno. Hay dos clases de óxidos que son los óxidos básicos y los óxidos ácidos (anhídridos). 4.1. ÓXIDOS BÁSICOS. Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal y el oxígeno. Su fórmula general es:

M2OX Donde M es un metal y X la valencia del metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno). LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS SE INTERCAMBIAN ENTRE ELLOS Y SE PONEN COMO SUBÍNDICES. (Si la valencia es par se simplifica). Valencia Fórmula

N. sistemática

N. stock

N. tradicional

(la más frecuente)

1 2 3 4

Na2O Ca2O2 = CaO Fe2O2 = FeO Fe2O3 Pb2O4 = PbO2

Monóxido de disodio Monóxido de calcio Monóxido de hierro Trióxido de dihierro Dióxido de plomo

Óxido de sodio Óxido de calcio Óxido de hierro (II) Óxido de hierro (III) Óxido de plomo (IV)

Óxido sódico Óxido cálcico Óxido ferroso Óxido férrico Óxido plúmbico

4.2. ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS. Son compuestos binarios formados por un no metal y oxígeno. Su fórmula general es:

N2OX Donde N es un no metal y la X la valencia del no metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno). LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS SE INTERCAMBIAN ENTRE ELLOS Y SE PONEN COMO SUBÍNDICES. (Si la valencia es par se simplifica). Valencia Fórmula

N. sistemática

N. stock

N. tradicional

Óxido de flúor

Anhídrido hipofluoroso

(la más frecuente)

F2O

Monóxido de diflúor

(excepción a la norma general de prefijos y sufijos)

1 Cl2O

Monóxido de dicloro

Óxido de cloro (I)

2

SO

Monóxido de azufre

Óxido de azufre (II)

3 4

I2 O3 SeO2

Trióxido de diodo Dióxido de Selenio

Óxido de Iodo (III) Óxido de selenio (IV)

Anhídrido hipocloroso) Anhídrido hiposulfuroso Anhídrido sulfuroso Anhídrido selenioso

5 6 7

Br2O5 S2O3 I2 O7

Pentaóxido de dibromo Trióxido de azufre Heptaóxido de diodo

Óxido de bromo (V) Óxido de azufre (VI) Óxido de Yodo (VII)

Anhídrido brómico Anhídrido sulfúrico Anhídrido periódico

La nomenclatura tradicional de los óxidos de nitrógeno es un tanto especial Valencia Fórmula 2 NO 4 NO2 3 5

N. sistemática *

N. stock *

N2O3 N2O5

N. tradicional Óxido nitroso Óxido nítrico Anhídrido nitroso Anhídrido nítrico

*Escribe los nombres que faltan en la tabla.

EJERCICIO 1. COMPLETA LA TABLA. Fórmula F2 O I2 O7 As2O5 CaO Fe2O3 PbO2 Al2O3 SnO N2O5 Au20 TeO2

N. sistemática

N. stock

N. tradicional

Óxido aúrico Óxido cuproso Óxido de selenio (II) Óxido crómico

5. HIDRUROS. Son compuestos binarios formados por un metal e Hidrógeno. Su fórmula general es:

MHX Donde M es un metal y la X la valencia del metal. EL HIDRÓGENO SIEMPRE TIENE VALENCIA 1. Valencia Fórmula

N. sistemática

N. stock

N. tradicional

(la más frecuente)

1 2 3 4

NaH FeH2 FeH3 SnH4

Monohidruro de sodio Dihidruro de hierro Trihidruro de hierro Tetrahidruro de estaño

Hidruro de sodio Hidruro de hierro (II) Hidruro de hierro (III) Hidruro estaño (IV)

Hidruro sódico Hidruro ferroso Hidruro férrico Hidruro estánnico

6. HIDRUROS DE NO METALES. Hay no metales como el nitrógeno, fósforo, arsénico antimonio, carbono, silicio y boro que forman compuestos con el hidrógeno y que reciben nombres especiales.

Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y el boro funcionan con la valencia 3 mientras que el carbono y el silicio lo hacen con valencia 4. Valencia

Fórmula

N. tradicional

N. sistemática

(la más usada)

3 3 3 3 3

NH3 PH3 AsH3 BH3 SbH3

Amoniaco Fosfina Arsina Borano Estibina

Trihidruro de nitrógeno Trihidruro de fósforo Trihidruro de arsénico Trihidruro de boro Trihidruro de antimonio

4 4

CH4 SiH4

Metano Silano

Tetrahidruro de carbono Tetrahidruro de boro

EJERCICIO 2. COMPLETA LA TABLA. Fórmula AuH3 LiH

N. sistemática

N. stock

N. tradicional

Hidruro de plomo (II) Hidruro de plata Fosfina Metano Trihidruro de arsénico N2O3 NO Pentaóxido de dinitrógeno Trióxido de azufre Óxido ferroso Hidruro niquélico PbO2 Óxido de bromo (VII) Hidruro de calcio

7. ÁCIDOS HIDRÁCIDOS. Son compuestos binarios formados por un no metal e hidrógeno. Los no metales que forman estos ácidos son los siguientes: • • Fluor, cloro, bromo, yodo (todos ellos funcionan con la valencia 1) • • Azufre, selenio, teluro (funcionan con la valencia 2). Su fórmula general es: H xN Donde N es el no metal y la X la valencia del no metal. (El hidrógeno funciona con valencia 1). Valencia Fórmula* 1 1 1 1 2 2

HF HCl HBr HI H2S

2

N. tradicional * (cuando está disolución) Ácido fluorhídrico Ácido clorhídrico

N. tradicional * en (cuando está en estado puro) Fluoruro de hidrógeno Cloruro de hidrógeno

Ácido sulfhídrico

Sulfuro de hidrógeno Seleniuro de hidrógeno

Ácido telurhídrico

*Escribe los datos que faltan en la tabla

8. HIDRÓXIDOS. Son compuestos formados por un metal y el grupo hidroxilo (OH). Su fórmula general es:

M(OH)X Donde M es un metal y la X la valencia del metal EL GRUPO -OH SIEMPRE TIENE VALENCIA 1. Valencia Fórmula

N. sistemática

N. stock

N. tradicional

(la más frecuente)

1 2 2

NaOH Ca(OH)2 Ni (OH)2

3 4

Al(OH)3 Pb(OH)4

Hidróxido de sodio Dihidróxido de calcio Dihidróxido de níquel

Hidróxido de sodio Hidróxido de calcio Hidróxido de níquel (II) Trihidróxido de aluminio Hidróxido de aluminio Tetrahidróxido de plomo Hidróxido de plomo (IV)

Hidróxido sódico. Hidróxido cálcico Hidróxido niqueloso Hidróxido alumínico Hidróxido plúmbico

EJERCICIO 3. COMPLETA LA TABLA. Fórmula Fe(OH)3 Au(OH) Cr(OH)2

N. sistemática

N. stock

N. tradicional

Hidróxido de talio (I) Hidróxido de mercurio (II) Dihidróxido de cadmio Hidróxido estannoso K(OH) Hidróxido estánnico Óxido de plomo (II) Anhídrido carbónico Óxido de platino (IV) Metano NiH3 Óxido ferroso Ag(OH) H2Se Ácido bromhídrico

7. ÁCIDOS OXÁCIDOS. Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Se obtienen a partir del óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de agua (H2O). Su fórmula general es: H2O + N2Ox = HaNbOc Donde H es el hidrógeno, N el no metal y O el oxígeno. Valencia 1 2 3 4 5 6 7

Fórmula F2O + H2O = H2F2O2 = HFO SO + H2O = H2SO2 Cl2O3 + H2O = H2Cl2O4 = HClO2 S2O + H2O = H2SO3 Cl2O5 + H2O = H2Cl2O6 = HClO3 SO3 + H2O = H2SO4 Cl2O7 + H2O = H2Cl2O8 = HClO4

N. tradicional Ácido hipofluoroso Ácido hiposulfuroso Ácido cloroso Ácido sulfuroso Ácido clórico Ácido sulfúrico Ácido perclórico

El nitrógeno sólo forma ácidos oxácidos con la valencias 3 y 5. Valencia 3 5

Fórmula

N. tradicional Ácido nitroso Ácido nítrico

El fósforo, arsénico y antimonio forman ácidos especiales:

• Valencia

• Si a los óxidos correspondientes se les suma una molécula de agua tenemos los ácidos META: Fórmula

N. tradicional

3 5

• Valencia 3 5

P2O3 + H2O = HPO2 Ácido metafosforoso P2O5 +H2O = HPO3 Ácido metafosfórico • Si se les unen dos moléculas de agua se obtienen los ácidos PIRO: Fórmula P2O3 + 2H2O = H4P2O5 P2O5 +2H2O = H4P2O7

•

N. tradicional Ácido pirofosforoso Ácido pirofosforico

• El fósforo, arsénico y antimonio forman los ácidos ORTO cuando se les suman 3 moléculas de agua a los óxidos correspondientes.

Valencia 3

Fórmula P2O3 + 3H2O = H6P2O6 = H3PO3

5

P2O5 +3H2O = H6P2O8 = H3PO4

N. tradicional Ácido ortofosforoso (A. Fosforoso) Ácido ortofosfórico (A. Fosfórico)

*Hay algunos metales que también forman ácidos, como el cromo y el manganeso: Valencia 6 6

Fórmula CrO3 + H2O = H2CrO4 * Cr2O6 +H2O = H2Cr2O7

N. tradicional Ácido crómico Ácido dicrómico

Valencia 6 7

Fórmula MnO3 + H2O = H2MnO4 Mn2O7 + H2O = H2Mn2O8 = HMnO4

N. tradicional Ácido mangánico Ácido permangánico

EJERCICIO 4. COMPLETA LA TABLA. Fórmula

N. sistemática

N. stock Hidruro de calcio Hidruro de estroncio Hidruro de aluminio Hidruro de cobalto (II)

N. tradicional

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

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

Estibina Ácido clorhídrico Ácido sulfhídrico Ácido Iodhídrico Ácido hipocloroso Ácido Iodoso Ácido periódico Ácido hipofluoroso Ácido selenioso Ácido telúrico

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

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

Borano Ácido permangánico Ácido metafosforoso Ácido metaantimónico Ácido pirofosfórico Ácido piroantimonioso Ácido ortofosforoso Ácido fosfórico

N2O3 MgO Cl2O

EJERCICIO 5. COMPLETA LA TABLA. Fórmula

N. sistemática -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

HPO2 H2SO4 HClO4 HBrO3 HIO HBr PH3 SbH3 HBrO2 H2SeO2 HI H2SeO3

N. stock ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Hidróxido de berilio Hidróxido de niquel (III) Hidróxido de plomo (II)

N. tradicional Ácido crómico Ácido dicrómico Ácido carbónico

8. SALES DE ÁCIDOS HIDRÁCIDOS. Se obtienen sustituyendo los hidrógenos del ácido hidrácido correspondiente por un metal. Se nombran con el nombre del no metal terminado en –uro seguido del nombre del metal. Si el metal tiene más de una valencia se indica al final, en números romanos y entre paréntesis. El número de hidrógenos que se le quitan al ácido se le pone como subíndice al metal. Ácido hidrácido

Fórmula

HF HCl HBr HI H2S H2Se H2Te

CaF2 FeCl2

N. stock

N. tradicional

(la más común)

Fluoruro de calcio Cloruro de hierro (III) Bromuro de cadmio Yoduro de cromo (II)

Fluoruro cálcico Cloruro férrico

Pt2S4 = PtS2 Al2Se3 Telururo aúrico

EJERCICIO 6. COMPLETA LA TABLA. Fórmula

N. stock Cloruro de estaño (IV)

N. tradicional Cloruro sódico

Yoduro de plata Bromuro de cobalto (III) Sulfuro de plomo (IV) Seleniuro de cobre (II) Telururo de mercurio (I)

9. SALES DE ÁCIDOS OXÁCIDOS. Son compuestos ternarios formados por un metal, un no metal y el oxígeno. Se obtienen a partir de los ácidos oxácidos sustituyendo los hidrógenos de éstos por un metal. Vamos a estudiar dos tipos de sales de ácidos oxácidos, las sales neutras y las sales ácidas.

9.1. Sales neutras. Se obtienen sustituyendo todos los hidrógenos de un ácido oxácido por un metal. La valencia del metal se le pone como subíndice al resto del ácido sin los hidrógenos. El número de hidrógenos que se le quiten al ácido se le ponen como subíndice al metal. Se nombran sustituyendo los sufijos que utilizábamos en el ácido (-oso e –ico) por los sufijos -ito y -ato respectivamente. Prefijos y sufijos utilizados en los ácidos Prefijos y sufijos utilizados en las sales HIPO-OSO HIPO-ITO -OSO -ITO -ICO -ATO PER-ICO PER-ATO Puede ayudarte a recordar la equivalencia de sufijos la siguiente frase: Cuando el OSO toca el pITO, perICO toca el silbATO. Ácido de partida HClO HClO2 HClO3 HClO4 H2SO2 H2SO3 H2SO4

Nombre del ácido Ácido hipocloroso Ácido cloroso Ácido clórico Ácido perclórico Ácido hiposulfuroso

Sal Ca(ClO)2 Ca(ClO2)2 Sn(ClO3)4 Li(ClO4) Ca2(SO2)2 = Ca(SO2) Pb2(SO3)4 = Pb(SO3)2

H4P2O7

Ácido pirofosfórico

Al2(SO4)3 Fe4(P2O7)3

H3AsO3

Ácido ortoarsenioso

K3(AsO3)

Nombre de la sal Hipoclorito de calcio Clorito de calcio Clorato de estaño (IV) Perclorato de litio Hiposulfito de calcio Sulfito de plomo (IV) Sulfato de aluminio Pirofosfato de hierro (III) Ortoarsenito de potasio

EJERCICIO 7. COMPLETA LA TABLA. Fórmula

Nomenclatura Clorato de potasio Hipobromito de calcio Bromato de estaño (IV) Perclorato de mercurio (II) Sulfato de calcio Hiposelenito de cobre (II) Telurito de cobre (I) Metarseniato de hierro (III) Metantimonito de estaño (IV) Pirofosfato de calcio Piroarsenito de sodio Ortoantimoniato de níquel (III) Carbonato de sodio

9.2. Sales ácidas. Son compuestos que se obtienen sustituyendo PARTE DE LOS HIDRÓGENOS de un ácido oxácido por un metal. El número de hidrógenos que se le quitan al ácido se le pone como subíndice al metal y la valencia del metal se le pone como subíndice al resto del ácido. Se nombran con la palabra hidrógeno precedida de los prefijos di- (H2), tri- (H3) seguido del nombre de la sal correspondiente. Forman sales ácidos los no metales siguientes: S, Se, Te, y los ácido spiro y orto del P, As y Sb. Ácido de partida H2SO2

Nombre del ácido Ácido hiposulfuroso

Sal Ca(HSO2)2

H2SO3

Ácido sulfuroso

Pb(HSO3)4

H2SO4

Ácido sulfúrico

Cr(HSO4)3

H4As2O5

Ácido piroarsenioso

Sr(H3As 2O5)2

H4Sb2O5

Ácido piroantimonioso Mg2(H2Sb2O5)2 = Mg(H2Sb2O5)

Nombre de la sal Hidrógeno hiposulfito de calcio Hidrógeno sulfito de plomo (IV) Hidrógeno sulfato de cromo (III) Trihidrógeno piroarsenito de estroncio Dihidrógeno piroantimonito de Magnesio Trihidrógeno pirofosfito de calcio Dihidrógeno ortofosfito de potasio Hidrógeno ortofosfito de magnesio Hidrógeno carbonato de sodio = BICARBONATO SÓDICO

10. PERÓXIDOS. Se caracterizan por llevar el grupo PEROXO ( - O – O -) también representado O22-. Los podemos considerar como óxidos con más oxígeno del que corresponde por la valencia de este elemento. Valencia 1

Fórmula H2O2

1 2 2

Na2O2 Ca2O4 = CaO2 Ba2O4 =BaO2

Nomenclatura Peróxido de hidrógeno = Agua oxigenada Peróxido de sodio Peróxido de calcio Peróxido de bario Peróxido de potasio

Formula las siguientes sustancias: 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. 23. 24. 25. 26. 27. 28. 29. 30. 31. 32. 33. 34. 35. 36. 37. 38. 39. 40. 41. 42. 43. 44. 45. 46. 47. 48. 49. 50. 51. 52. 53. 54. 55. 56. 57.

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. 23. 24. 25. 26. 27. 28. 29. 30. 31. 32. 33. 34. 35. 36. 37. 38. 39. 40. 41. 42. 43. 44. 45. 46. 47. 48. 49. 50. 51. 52. 53. 54. 55. 56. 57.

Óxido de bario Óxido de sodio Anhídrido sulfuroso Óxido de plata Óxido de aluminio Óxido de níquel (III) Óxido de cloro (VII) Óxido nitroso Anhídrido nitroso Hidruro de litio Cloruro de cobalto (III) Hidruro de plata Ácido bromhídrico Ácido sulfhídrico Amoniaco Ácido clorhídrico Peróxido de bario Hidruro de calcio Peróxido de sodio Óxido de estroncio Ácido clorhídrico Cloruro de sodio Fluoruro de calcio Yoduro de plomo (II) Bromuro potásico Arsenamina Sulfuro de bario tricloruro de arsénico Peróxido de litio Sulfuro de hierro (II) Ácido nítrico Ácido carbónico Ácido perclórico Ácido fosfórico Ácido metafosfórico Ácido sulfhídrico Ácido sulfúrico Ácido hipoiodoso Hidruro de magnesio Ácido silícico Hidróxido de calcio Hidróxido de hierro (III) Ácido nitroso Hidróxido de aluminio Bromuro de cobalto (II) Hidróxido de potasio Sulfato de calcio Cloruro de cobalto (III) Nitrito de litio Carbonato sódico Cloruro potásico Sulfuro de zinc Hipoiodito potásico Fosfato cálcico Hidrógenocarbonato potásico Hidrógeno sulfato de litio Peróxido de plata

58. 58. Hidrógreno ortoarseniato de potasio Pon nombre a los siguientes compuestos: 1. 1. BaO 2. 2. Na2O 3. 3. SO2 4. 4. CaO 5. 5. Ag2O 6. 6. NiO 7. 7. Cl2O7 8. 8. P2O5 9. 9. LiH 10. 10. CaO 11. 11. AgH 12. 12. HBr 13. 13. H2S 14. 14. NH3 15. 15. HCl 16. 16. BaO 17. 17. CaH2 18. 18. Na2O2 19. 19. PH3 20. 20. Cs2O 21. 21. PbI2 22. 22. KBr 23. 23. AsH3 24. 24. BaS 25. 25. AlCl3 26. 26. Al2S3 27. 27. Li2O 28. 28. FeS 29. 29. HNO3 30. 30. H2CO3 31. 31. HClO4 32. 32. H3PO4 33. 33. H4P2O5 34. 34. HIO 35. 35. H2S 36. 36. MgH2 37. 37. H2SiO3 38. 38. Ca(OH)2 39. 39. Fe(OH)3 40. 40. HNO2 41. 41. Al(OH)3 42. 42. KOH 43. 43. CaSO4 44. 44. Al2(SiO3)3 45. 45. CoCl2 46. 46. LiNO2 47. 47. Na2CO3 48. 48. Ca3(PO4)2 49. 49. KHCO3 50. 50. ZnCl2 51. 51. Na2CO3 52. 52. HgO 53. 53. NaOH 54. 54. CH4 55. 55. KIO

Combinaciones binarias del Hidrógeno: Hidruros e Hidrácidos

El Hidrógeno: Es el elemento más ligero, sólo constituido por un protón y un electrón, lo cual lo hace muy reactivo y difícil de clasificar. Es el único elemento sin sitio en la tabla periódica. METAL + HIDRÓGENO --> HIDRURO METÁLICO NO METAL + HIDRÓGENO --> HIDRURO NO METÁLICO

Nomenclatura de hidruros metálicos: Tradicional : Hidruro de (nombre del Metal) + -oso , -ico. Stock: Hidruro de (nombre del Metal ) ( valencia en números romanos y entre paréntesis) Sistemática o IUPAC: (prefijo) + hidruro de + (prefijp) +((nombre del metal)

Ejemplos:

Nomenclatura de hidruros no metálicos (Hidrácidos): Tradicional: Ácido (nombre del no metal) + -hídrico Stock: Hidruro de (nombre del nometal) + (valencia en números romanos y entre paréntesis) Sistemática o IUPAC: (nombre del no metal) -uro de (prefijo) + hidrógeno

Ejemplos:

Nomenclatura del resto de hidruros:

Igual que para hidruros no metálicos, con nombres particulares en la nomenclatura tradicional. Ejemplos:

Reacciones químicas La Mol Pesos atómicos y moleculares La escala de masa atómica Masa atómica promedio Masa Molar Composición porcentual a partir de las fórmulas Interconversión entre masas, moles y número de partículas Fórmulas empíricas a partir del análisis Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica Combustión en aire Análisis de combustión Estequiometría Ecuaciones químicas Reactividad química, uso de la tabla periódica Balanceo de ecuaciones químicas Tipos de reacciones químicas Reacciones de descomposición Reacciones de adición

Reacciones de desplazamiento Reacciones de metátesis Reacciones de precipitación Reacciones de dismutación Reacciones de substitución Reacciones Redox o de óxido reducción Oxidación y reducción Ecuaciones iónicas Estequiometría Definición Las etapas esenciales Cálculos de moles Conversión de moles a gramos: Cálculos de masa Reactivo limitante Rendimiento teórico Reacciones acuosas y química de las disoluciones Composición de una disolución Algunas propiedades de las disoluciones Electrolíticas No electrolíticas Concentración de las disoluciones Convenciones de concentración Fracción en peso Por ciento en peso Partes por millón Fracción molar Molaridad Normalidad % en Volumen Molalidad Transformaciones Molalidad a fracción mole Molalidad a molaridad Preparación de disoluciones Dilución: Estequiometría de disoluciones ¿Cuál es la concentración del agua? Titulaciones Descripción de una titulación

Reacciones químicas

La Mol Hasta las cantidades más pequeñas de una sustancia tienen un número monstruosamente grande de átomos. Resulta entonces muy conveniente tener alguna clase de referencia para una colección de un número muy grande de objetos, (por ejemplo una docena se refiere a una colección de 12 objetos y una gruesa a una colección de 144 objetos). En química usamos una unidad llamada mol. Una mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de 12C. Por medio de varios experimentos, demostrado que este número es...

se

ha

6.0221367 x 1023 El cual normalmente se abrevia simplemente como 6.02 x 1023, y se conoce con el nombre de número de Avogadro. Una mol de átomos, carcachas, cucarachas, canicas, centavos, gente, etc. tiene 6.02 x 1023 estos objetos. ¿Pero que tan grande es este número? Si pusiéramos una mol de canicas muy cuidadosamente en la superficie de la tierra de manera que quedaran muy bien acomodadas ocupando la mayor superficie posible, daría como resultado una capa de aproximadamente cinco kilómetros de espesor.

Pesos atómicos y moleculares Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas. El H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Tomando en consideración que contar a los átomos o a las moléculas de a uno en uno es un poco difícil, todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.

La escala de masa atómica Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes. Los trabajos hechos en el S. XIX donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes (hidrógeno y oxígeno) indicaban que 100 gramos de agua contenían 11.1 gramos de hidrógeno y 88.9 gramos oxígeno:

1 0 0d

eag g

u

a

d

eh

i d

r ó

g 1 e 1 dn . 1eoo gx +í g

Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O. Por tanto, al analizar la reacción de arriba, nos encontramos que en los 11.1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88.9 g de Oxígeno. De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H:

 88.9g Oxígeno   1 átomo   = 16 11 . 1 g Hidrógeno   2 átomos   Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16. Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1.6735 x 10-24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2.6561 X 10-23 gramos. Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (UMA) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños. Recuerden que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono (uma = 12). Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1.0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16O) es de 15.995 uma. Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma:

e8 n8 o. 9

1 uma = 1.66054 x 10-24 gramos y al revés: 1 gramo = 6.02214 x 1023 uma

Masa atómica promedio Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos (es decir, poblaciones de átomos con diferente número de neutrones y por ello diferente masa). Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo. Ejemplo: El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98.892% de 12C y 1.108% de 13C y una cantidad despreciable de 14C. Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será: (0.98892)*(12 uma) + (0.01108)*(13.00335 uma) = 12.011 uma La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico. Estos son los valores que se reportan en las tablas periódicas.

Masa Molar Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma. Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un átomo de 12C. Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de 12C. Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12 gramos, una mol de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos. Nótese que la masa de un átomo unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g). La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar. La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma). Peso molecular y peso fórmula El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química.

Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de: 2*(1.0079 uma) + 1*(15.9994 uma) = 18.01528 uma Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso fórmula es el peso molecular. Una molécula de H2O pesa 18.0 uma; 1 mol de H2O pesa 18.0 gramos Un par iónico NaCl pesa 58.5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58.5 gramos Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6. Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será: 6*(12 uma) + 12*(1.00794 uma) + 6*(15.9994 uma) = 180.0 uma Como las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no existen como moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones discretas. Podemos describir sus pesos fórmula pero no sus pesos moleculares. El peso fórmula del NaCl es: 23.0 uma + 35.5 uma = 58.5 uma

Composición porcentual a partir de las fórmulas A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un compuesto. Usaremos de ejemplo al metano: CH4 Peso fórmula y molecular: 1*(12.011 uma) + 4*(1.008) = 16.043 uma %C = 1*(12.011 uma)/16.043 uma = 0.749 = 74.9% %H = 4*(1.008 uma)/16.043 uma = 0.251 = 25.1%

Interconversión entre masas, moles y número de partículas Es necesario rastrear las unidades en los cálculos de interconversión de masas a moles. A esto lo conocemos formalmente con rimbombante nombre de análisis dimensional. Ejemplo Oiga joven, traigame 1.5 moles de cloruro de calcio Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl2

el

Masa molecular del Ca = 40.078 uma Masa molecular del Cl = 35.453 uma Peso fórmula del CaCl2 = (40.078) + 2(35.453) = 110.984 uma (Recuerda que es un compuesto iónico y no tiene peso molecular). De manera que, una mol de CaCl2 tendrá una masa de 110.984 gramos. Y entonces, 1.5 moles de CaCl2 pesarán: (1.5 mole)(110.984 gramos/mole) = 166.476 gramos Ejemplo ¡Oiga, oiga joven! ¿Si tuviera 2.8 gramos de oro, cuántos átomos de oro tendría?" Fórmula del oro: Au Peso fórmula del Au = 196.9665 uma Por lo tanto, 1 mol de oro pesa 196.9665 gramos. De manera que, en 2.8 gramos de oro habrán: (2.8 gramos)(1 mol/196.9665 gramos) = 0.0142 mol Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6.02 x 1023 atomos/mole. Por lo cual, en 0.0142 moles tendremos: (0.0142 moles)(6.02x1023atomos/moles)=8.56x1021 átomos

Fórmulas empíricas a partir del análisis Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto. Estas proporciones son ciertas también al nivel molar. Entonces, el H2O tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. De la misma manera, 1.0 mol de H2O está compuesta de 2.0 moles of hidrógeno y 1.0 mol de oxígeno. También podemos trabajar en reversa (pero no como el Borras) a partir de las proporciones molares: Si conocemos las cantidades molares de cada elemento en un compuesto, podemos determinar la fórmula empírica. El Mercurio forma un compuesto con el cloro que tiene 73.9% de mercurio y 26.1% de cloro en masa. ¿Cuál es su fórmula empírica? Digamos que tenemos una muestra de 100 gramos de este

compuesto. Entonces la muestra tendrá 73.9 gramos de mercurio y 26.1 gramos de cloro. ¿Cuántas moles de cada átomo representan las masas individuales? Para el mercurio: (73.9 g)*(1 mol/200.59 g) = 0.368 moles Para el cloro: (26.1 g)*(1 mol/35.45 g) = 0.736 mol ¿Cuál es la proporción molar de los dos elementos? ( 0.736 mol Cl/0.368 mol Hg) = 2.0 Es decir, tenemos el doble de moles (o sea átomos) de Cl que de Hg. Fórmula empírica del compuesto sería: HgCl2

Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica. Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el peso molecular del compuesto. La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica). La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40.92 % de C, 4.58 % de H, y 54.50 % de O, en masa. El peso molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula empírica? En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos: 40.92 gramos C 4.58 gramos H 54.50 gramos O Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento así:

( 40.92g( C) ) ⋅ 

1mo  ( C)  = 3.407moles  12.011g 

( 4.58g( H) ) ⋅ 

1mol   = 4.544mol( H)  1.008g 

( 54.50g( O) ) ⋅ 

1mol   = 3.406mol( O)  15.999g 

Para determinar la proporción simplemente dividimos entre la cantidad molar más pequeña (en este caso 3.406 o sea la del oxígeno):

3.407moles = 1.0 3.406moles 4.544moles H= = 1.333 3.406moles 3.406mole O= = 1.0 3.406moles C=

Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad relativa de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero. 1.333 es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos valores enteros para todos los átomos. C = (1.0)*3 = 3 H = (1.333)*3 = 4 O = (1.0)*3 = 3 Es decir C3H4O3 Órale, esta es nuestra fórmula empírica ¿Pero y la fórmula molecular?

para el ácido ascórbico.

Nos dijeron que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuál es el peso molecular de nuestra fórmula empírica? (3*12.011) + (4*1.008) + (3*15.999) = 88.062 uma El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el valor experimental. ¿Cuál será la proporción entre los dos valores?

(176 uma / 88.062 uma) = 2.0 Parece que la fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular. Si multiplicamos la fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la correcta. Entonces, la fórmula molecular será: 2* C3H4O3 = C6H8O6 Un diagrama de flujo de este proceso será:

Combustión en aire Las reacciones de combustión son reacciones rápidas que producen una flama. La mayoría de estas reacciones incluyen al oxígeno (O2) del aire como reactivo. Una clase de compuestos que puede participar en las reacciones de combustión son los hidrocarburos (estos son compuestos que solo tienen C, H y O). Cuando los hidrocarburos se queman, reaccionan con el oxígeno del aire (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Por ejemplo cuando el propano se quema la reacción de combustión es:

C3H8(g) + 5O2(g)

3CO2(g) + 4H2O(l)

Ejemplos de hidrocarburos comunes:

Nombre metano propano butano octano

Fórmula Molecular CH4 C3H8 C4H10 C8H18

En las reacciones de combustión, muchos otros compuestos que tienen carbono, hidrógeno y oxígeno (por ejemplo el alcohol metanol CH3OH, y el azúcar glucosa C6H12O6) también se queman en presencia de oxígeno (O2) para producir CO2 y H2O. Cuando conocemos la manera en que una serie de sustancias reaccionan entre sí, es factible determinar cuantitativamente como reaccionaron y así poder calcular características cuantitativas de estas. Entre otras, su fórmula y hasta su fórmula molecular en caso de conocer el peso molecular de la sustancia. A esto se le conoce como análisis cuantitativo.

Análisis de combustión Cuando un compuesto que tiene H y C se quema en presencia de O en un aparato especial, todo el carbono se convierte en CO2 y el hidrógeno en H2O.

La cantidad de carbono producida se determina midiendo la cantidad de CO2 producida. Al CO2 lo atrapamos usando el hidróxido de sodio, de manera que podemos saber cuanto CO2 se ha producido simplemente midiendo el cambio de peso de la trampa de NaOH y de aquí podemos calcular cuanto C había en la muestra. De la misma manera, podemos saber cuanto H se ha producido atrapando al H2O y midiendo el cambio de masa en la trampa de perclorato de magnesio.

Ejemplo: consideremos la combustión del alcohol isopropílico. Un análisis de la muestra revela que esta tiene únicamente tres elementos: C, H y O. Al quemar 0.255 g de alcohol isopropílico vemos que se producen 0.561 g de CO2 y 0.306 g de H2O. Con esta información podemos calcular la cantidad de C e H en la muestra, ¿Cuántas moles de C tenemos?

 10 . mol (CO2 ) 0561 . g(CO2 )⋅   = 0.0128moles(CO2 )  44.0g  Dado que una mol de CO2 tiene una mol de C y dos de O, y tenemos 0.0128 moles de CO2 en la muestra, entonces hay 0.0128 moles de C en nuestra muestra. ¿Cuántos gramos de C tenemos?

 12.01g  0.0128moles(C )⋅  . g(C )  = 0154  mol (C ) ¿Cuántas moles de Hidrógeno tenemos?

 10 . mol (H2O) 0.306g(H )⋅   = 0.017moles(H2O)  18.0g  Dado que una mol de H2O tiene una mol de oxígeno y dos moles de hidrógeno, en 0.017 moles de H2O, tendremos 2*(0.017) = 0.034 moles de H. Como el hidrógeno es casi 1 gramo / mol, entonces tenemos 0.034 gramos de hidrógeno en la muestra. Si ahora sumamos la cantidad en gramos de C y de H, obtenemos: 0.154 gramos (C) + 0.034 gramos (H) = 0.188 gramos Pero sabemos que el peso de la muestra era de 0.255 gramos. La masa que falta debe ser de los átomos de oxígeno que hay en la muestra de alcohol isopropílico: 0.255 gramos - 0.188 gramos = 0.067 gramos (O) ¿Pero esto cuantas moles de O representa?

 10 . mol (O) 0.067 g(O)⋅   = 0.0042moles(O) 15994 . g   Entonces resumiendo, lo que tenemos es:

0.0128 moles Carbono 0.0340 moles Hidrógeno 0.0042 moles Oxígeno Con esta información podemos encontrar la fórmula empírica, si dividimos entre la menor cantidad para obtener enteros: C = 3.05 átomos H = 8.1 átomos O = 1 átomo Si consideramos el error experimental, es probable que la muestra tenga la fórmula empírica: C3H8O

Estequiometría

Ecuaciones químicas ¿Que le pasa a la materia cuando le ocurre un cambio químico? Ley de la conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente conciernen al rearreglo de los átomos. Ahora estudiaremos la estequiometría, es decir la medición de los elementos). Las reacciones químicas se representan en el papel usando ecuaciones químicas. Por ejemplo el hidrógeno gaseoso (H2) puede reaccionar (quemarse) con oxígeno gaseoso (O2) para formar agua (H20). La ecuación química de esta reacción se escribe así:

2H2 + O2

2H 2O

El signo '+' se lee como 'reacciona con' y la flecha significa 'produce o nos da'. Las fórmulas químicas de la izquierda representan a las sustancias de partida y se les llama reactivos. Las sustancias de la derecha son el producto final y se conocen con el nombre de productos.

Los números frente a las fórmulas se llaman coeficientes) pero si valen 1 generalmente se omiten.

C

o e f i c i e n t e s

2H2 + O2

2H2O

r e a c t i v o sproductos Dado que los átomos no se crean ni se destruyen durante el curso de la reacción, una ecuación química debe tener el mismo número de átomos de cada elemento en cada lado de la flecha (esto significa que la ecuación está balanceada, es decir que lo de la derecha pesa lo mismo que lo de la izquierda).

2H2 + O2 4H, 2O

2H2O =

4H, 2O

Pasos que necesarios para escribir una reacción balanceada: •

• Se determina experimentalmente cuales son los reactivos y los productos

•

• Se escribe una ecuación no balanceada usando las fórmulas de los reactivos y de los productos

•

• Se balancea la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros

NOTA los subíndices no deben cambiarse al tratar de balancear una ecuación NUNCA. Cambiar un subíndice cambia la identidad del reactivo o del producto. Balancear una reacción química únicamente se trata de cambiar las cantidades relativas de cada producto o reactivo Consideremos la reacción de la combustión del metano gaseoso (CH4) en aire.

Sabemos que en esta reacción se consume (O2) y produce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2). Con esta información hemos cubierto el primer paso. Ahora, escribimos la reacción sin balancear (paso 2):

CH4 + O2

CO 2 + H2O

Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los sumamos:

CH4 + O2 C = 1 H = 4 O = 2

≠

CO2 + H2O C = 1 H = 2 O = 3

Todo parece ir bien con el número de carbonos en ambos lados de la ecuación, pero solo tenemos la mitad de los átomos de hidrógeno en el lado de los productos que en el lado de los reactivos. Podemos corregir esto duplicando el número de aguas en la lista de los productos:

CH4 + O2 C = 1 H = 4 O = 2

≠

CO2 + 2H2O C = 1 H = 4 O = 4

Nótese que aunque hayamos balanceado los átomos de carbono y de hidrógeno, ahora tenemos 4 átomos de oxígeno en los productos en tanto que únicamente tenemos 2 en los reactivos. Si duplicamos el número de átomos de oxígeno en los reactivos, podemos balancear al oxígeno:

CH3 + 2O2 C = 1 H = 4 O = 4

=

CO2 + 2H2O C = 1 H = 4 O = 4

Hemos cubierto la etapa 3, y hemos balanceado la reacción del metano con el oxígeno. Entonces, una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas agua. El estado físico de cada sustancia puede indicarse usando los símbolos (g), (l), y (s) (para gas, líquido y sólido, respectivamente):

CH3(g) + 2O 2(g)

CO 2(g) + 2H2O(l)

Reactividad química, uso de la tabla periódica A menudo podemos predecir el comportamiento químico de una sustancia, si hemos visto o sabemos como se comporta una sustancia similar. Por ejemplo, el sodio (Na) reacciona con agua (H2O) para formar hidróxido de sodio (NaOH) y H2 gaseoso:

Na(s) + H2O(l)

NaOH(aq) + H2(g)

nota: (aq) indica que está disuelto en agua Como el Potasio (K) está en la misma familia (columna) que el sodio en la tabla periódica, es posible predecir que la reacción del K con el H2O será similar a la del Na:

K(s) + H2O(l)

KOH(aq) + H2(g)

No solo eso, de hecho podemos predecir que todos los metales alcalinos reaccionan con el agua para formar sus hidróxidos e hidrógeno. Entonces, las ecuaciones químicas son la manera abreviada que tenemos los químicos para describir una reacción química, esta ecuación, usualmente debe incluir: Todos los reactivos Todos los productos El estado de cada sustancia Las condiciones usadas en la reacción. CaCO3(g)

∆

CaO (s) + CO2(g)

REACTIVOS

PRODUCTOS

Balanceo de ecuaciones químicas Dado que asumimos que la ley de la conservación de la masa se aplica en TODAS LAS REACCIONES QUÍMICAS, para que una ecuación química sea válida, debe estar balanceada, es decir el número y tipo de átomos a la izquierda, debe estar a la derecha. O sea, deben sumar lo mismo en ambos lados, por ejemplo: CaCO3(g)

∆

CaO (s) + CO2(g)

reactivos

productos

1 Ca

1 Ca

1C

1C

3O

3O

CaCO3(g)

∆

CaO (s) + CO2(g)

¿Cómo se hace? Siguiendo estos 4 pasitos: Paso 1.

Paso 1. Cuenta el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación

Paso 2.

Paso 2. Inspecciona la ecuación y determina que átomos no están balanceados

Paso 3.

Paso 3. Balancea un átomo a la vez empleando los coeficientes de uno o más compuestos

Paso 4.

Paso 4. Cada vez que creas que ya está balanceada la ecuación repite el paso 1.

Paso 5.

Paso 5.

¡No te atarantes!

EJEMPLOS Paso 1. Paso 1.y 2 HCl + Ca ;< CaCl2 + H2 1H 2H 1Cl 2Cl 1Ca 1Ca

Sin balancear Sin balancear

NO Paso 2. Paso 2. 2HCl + Ca ;< CaCl2 + H2 Paso 3. 2H 2Cl 1Ca

Paso 3. 2H 2Cl 1Ca

Ecuación balanceada Paso 1. H2O 6H 2C 2O Paso 2.

balanceada balanceada

2HCl + Ca ;< CaCl2 + H2 Paso 1.y 2.

C2H6 + O2 ;< CO2 +

2H 1C 3O

Sin balancear Sin balancear Sin balancear

Paso 2.

Paso 3. Paso 3.Balancear primero la molécula mayor C2H6 + O2 ;< 2CO2 + 3H2O 6H 6H balanceada 2C 2C balanceada 2O 7O Sin balancear Paso 3.a

Paso 3.a Ahora balanceamos O

C2H6 + 3.5O2 ;< 2CO2 + 3H2O Paso 3.a Paso 4.a 6H 6H 2C 2C 7O 7O Multiplicamos por dos: 6H2O

balanceada balanceada balanceada 2C2H6 + 7O2 ;< 4CO2 +

Descomposición de la urea: (NH2) 2CO + H2O ;< NH3 + CO2 6H 2N 1C 2O

3H 1N 1C 2O

Sin balancear Sin balancear balanceada balanceada

Para balancear únicamente duplicamos NH3 y así: (NH2) 2CO + H2O ;< 2NH3 + CO2 6H 2N 1C 2O Más ejemplos:

3H 2N 1C 2O

balanceada balanceada balanceada balanceada

CH3OH + PCl5 ;< CH3Cl + POCl3 + H2O 4H 1C 1O

5H 1C 2O

no balanceada balanceada no balanceada

1P 5Cl

1P 4Cl

balanceada no balanceada

Necesitamos mas cloro en la derecha: CH3OH + PCl5 ;< 2CH3Cl + POCl3 + H2O Se necesita más C en la izquierda, duplicamos CH3OH 2CH3OH + PCl5 ;< 2CH3Cl + POCl3 + H2O ¡Listo, ya está balanceada!

Tipos de reacciones químicas Tipos:

Ejemplo

Adición

CH2=CH2 + Br2 ;< BrCH2CH2Br

Desplazamiento

H3O+ + OH- ;< 2H2O

Descomposición

2H2O2 ;< 2H2O + O2

Iónicas

H+ + Cl-+ Na++ OH- ;< H2O + Na++ Cl-

Metatesis

2HCl + Na2S ;< H2S(g) + 2NaCl

Precipitación

AgNO3 + NaCl ;< AgCl(s) + NaNO3

Redox

SO2 + H2O ;< H2SO3

Dismutación

12OH- + 6Br2 ;< BrO3- + 10Br- + 6H2O

Substitución

CH4 + Cl2 ;< CH3Cl + HCl

Reacciones de descomposición Aquellas reacciones donde un reactivo se rompe para formar dos o más productos. Puede ser o no redox. 2H2O2 ;< 2H2O + O2

Reacciones de adición Dos o más reactivos se combinan para formar un producto.

CH2=CH2 + Br2 ;< BrCH2CH2Br

Reacciones de desplazamiento Aquellas reacciones donde un elemento desplaza a otro en un compuesto. H3O+ + OH- ;< 2H2O

Reacciones de metátesis

Aquellas reacciones donde dos reactivos se enrocan 2HCl + Na2S ;< H2S + 2NaCl

Reacciones de precipitación Aquellas reacciones donde uno o más reactivos al combinarse genera un producto que es insoluble. AgNO3 + NaCl ;< AgCl↓ + NaNO3

Reacciones de dismutación Aquellas reacciones donde de los reactivos genera compuestos donde un elemento tiene dos estados de oxidación. 12OH- + 6Br2 ;< BrO-3+ 10Br- + 6H2O

Reacciones de substitución Aquellas reacciones donde se sustituye uno de los reactivos por alguno de los componentes del otro reactivo. CH4 + Cl2 ;< CH3Cl + HCl

Reacciones Redox o de óxido reducción

Aquellas reacciones donde los reactivos intercambian electrones SO2 + H2O ;< H2SO3

Ejemplos de las reacciones de óxido reducción o redox Baterías y pilas (de auto, NiCd, alcalinas) Corrosión y enmohecimiento de metales Muchas de las reacciones metabólicas

Oxidación y reducción Oxidación: cuando un reactivo pierde electrones Na0 ;< Na+ + e# Reducción: cuando un reactivo gana electrones Cl2 (g) + 2e ;< 2Cl# A estas ecuaciones se les llama semireacciones y siempre van en pares. Juntas hacen una reacción completa al sumarse (el Na le dio electrones al Cl): 2Na0 ;< 2Na+ + 2e# Cl2(g) + 2e# ;< 2Cl# 2Na + Cl2 ;< 2NaCl Agente oxidante: Es una sustancia que causa que otra sustancia se oxide, al hacer esto, se reduce Agente reductor: Es una sustancia que causa que otra sustancia se reduzca, al hacer esto, se oxida

Edo. Oxidación H=0 Edo. Oxidación H=+1 2H2+O2

∆

Edo. Oxidación O=0

2H2O

Edo. Oxidación O=-2

El hidrógeno se oxida y es un agente reductor. El oxígeno se reduce y es un agente oxidante. Estado de oxidación El estado de oxidación: describe la carga de cada elemento en un compuesto. ¿Y cuánto vale?... El estado de oxidación del F es siempre -1 El estado de oxidación del O en la gran mayoría de sus compuestos es siempre -2. Las excepciones incluyen los peróxidos (-1) y los óxidos de F El estado de oxidación de un elemento en su estado natural es de 0. Na0, N2, H2, P4 S8

En los iones simples, el estado de oxidación es el mismo que la carga del ion. Los halógenos en los halogenuros tienen estado de oxidación de -1 Los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen estado de oxidación igual que el número de la familia. El estado de oxidación del H en la mayoría de sus compuestos es de +1, pero si se une a un elemento poco electronegativo, puede ser -1. El máximo estado de oxidación de un elemento representativo es igual al total de electrones de su capa de valencia. El mínimo estado de oxidación de un elemento representativo, es igual al número de electrones que le faltan para llenar su capa de valencia. Ejemplo: Asignar el estado de oxidación en cada elemento de H2O. H +1, O = -2, carga = 0, 2(+1)-2 = 0, ¡ÓRALE! Otro Ahora el HNO3. Sabemos que H = +1, que O es -2, ¿y N?, pues sabiendo lo anterior sólo hay que obtener la diferencia:1(+1)+3(-2)=-5 y como no hay carga, el N tiene 5+.

Ecuaciones iónicas Cuando una sustancia iónica se disuelve en agua, puede disociarse en iones.

H2O Ag+ + NO3#

AgNO2

H2O HCl

H+ + Cl#

De manera que al mezclar este tipo de disoluciones, no es necesario que participen todos los iones en la reacción, es decir que puede ocurrir que solamente reaccionen unos de ellos, por ejemplo así: Ag+ + NO-3 + H+ + Cl- ;< AgCl(s) + H+ + NO-3 Para hacer la reacción más sencilla y comprensible, solo incluimos a las especies que realmente intervienen en la reacción. Ecuación iónica completa:

Ag+ + NO3- + H+ + Cl- ;< AgCl(s) + H+ + NO3Ecuación iónica neta: Ag+ + Cl- ;< AgCl(s) A los reactivos que no intervienen en la reacción, en este caso NO3- y H+, se les conoce como iones espectadores. Método de balanceo de óxido reducción El principio básico que rige el balanceo de ecuaciones con este método es el de igualar la ganancia total en el número de oxidación del agente reductor con la pérdida total en el número de oxidación del agente oxidante. O lo que es lo mismo, el número de electrones perdidos durante la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados durante la reducción. Por ejemplo:

Mn + O2

MnO2

Números de oxidación

0

+4 2(2)

Electrones perdidos

4

Electrones ganados

0 4

En las reacciones más complejas, se puede efectuar el balanceo paso a paso:

Reacción

KClO3

+

# oxidacion [+1] [+5] [-2(3)]

Na2SnO2

KCl

[(2)+1] [+2] [(2)-2] [+1] [-1]

+

Na2SnO3

[(2)+1] [+4] [(3)-2]

6 electrones ganados 2 electrones perdidos Lo anterior puede representarse así: Cl5+

Estequiometría Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química. Invoca la relación que debe haber entre la mol y las reacciones químicas.

¿Antes quenada tienes que balancearla ecuación!¡Y además tendrás que trabajarconmoles!

Y¡tururú!

Definición Información cuantitativa de las ecuaciones balanceadas Los coeficientes de una ecuación balanceada, pueden interpretarse como el número relativo de moléculas que participan en una reacción, y como el número relativo de moles participantes en dicha reacción. Por ejemplo en la ecuación balanceada siguiente: 2H2(g) + O2(g) ;< 2H2O(l) la producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H2 una mol de O2. Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: 2 moles de H2 1 mol de O2 y 2 moles de H2O son cantidades estequiométricamente equivalentes. Esto se representa así: 2 mol H2 9 1 mol O2 9 2 mol H2O Donde9significa estequiométricamente equivalente a.

Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones balanceadas, pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos. Por ejemplo si nos preguntamos ¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1.57 moles de O2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?

 2moles H2O   = 314 157 . m oles O ⋅ . moles H2O ( 2)   1mol H2  El cociente:

 2moles H2O     1mol H2  es la relación estequiométrica entre el H2O y el O2 de la ecuación balanceada de esta reacción. Ejemplo: Para la reacción de combustión del butano (C4H10) la ecuación balanceada es:

2C4H10(l) +13O2(g)

8CO2(g) +10H2O(l)

Calcula la masa de CO2 producida al quemar 1.00 gramo de C4H10. Para ello antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos en 100 gramos de la muestra:

 1mol C4 H10  −2   10 . gC H ⋅ = 172 . × 10 molesC4 H10 ( ) 4 10 58 . 0 gC H  4 10  de manera que, si la relación estequiométrica entre el C4H10 y el CO2 es:

 8moles CO2     2moles C4 H10  por lo tanto:

 8moles CO2    ⋅ 172 . × 10 − 2 moles C4 H10 = 688 . × 10 − 2 moles CO2  2moles C4 H10 

Pero la pregunta pedía la determinación de la masa de CO2 producida, por ello debemos convertir las moles de CO2 en gramos (usando el peso molecular del CO2):

 44.0gCO2  . × 10 moles CO2 ) ⋅  . gCO2  = 303 ( 688  1mol CO2  −2

Entonces la secuencia de pasos para resolver este tipo de problemas puede esquematizarse así:

De manera similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa de oxígeno consumida, etc.

Las etapas esenciales Balancear la ecuación química Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto Convertir las masas a moles Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios Reconvertir las moles a masas si se requiere

Cálculos de moles La ecuación balanceada muestra la proporción entre reactivos y productos en la reacción 2C2H6 + 7O2 ;< 4CO2 + 6H2O de manera que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las moles consumidas o producidas debido a la reacción. Si conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos.

Conversión de moles a gramos: Ej: N2 ¿Cuántas moles hay en 14g? PM = 14.01*2 = 28.02g/mol,

1mol N2 = 14 g = 050 . moles 28.02 g Cálculos de masa Normalmente no medimos cantidades molares, pues en la mayoría de los experimentos en el laboratorio, es demasiado material. Esto, no es así cuando trabajamos en una planta química En general mediremos gramos, o miligramos de material en el laboratorio y toneladas en el caso de plantas químicas Los pesos moleculares y las ecuaciones químicas nos permiten usar masas o cantidades molares Los pasos son: Balancear la ecuación química Convertir los valores de masa a valores molares Usar los coeficientes de la ecuación balanceada para determinar las proporciones de reactivos y productos Reconvertir los valores de moles a masa. Para la reacción: Tenemos un exceso de HCl, de manera que está presente todo el que necesitamos y más. 2HCl(aq) + Ca0(s) → CaCl2(aq) + H2(g) Notese que por cada Ca producimos 1 H2 1°

1° Calculamos el número de moles de Ca que pusimos en la reacción.

gramos de Ca 1000 . g moles de Ca = = g peso formula Ca 4008 . mole = 025 . moles de Ca 2°

2° 10g de Ca son 0.25 moles, como tenemos 0.25 moles de Ca, únicamente se producirán 0.25 moles de H2. ¿Cuántos gramos produciremos?

g de H2 = moles producidos × peso molecular de H2 g = 025 . mol × 2016 . = 0504 . g mol ¿Cuántos g de CaCl2 se hicieron? También serán 0.25 moles. Y entonces:

g de CaCl2 = moles producidos × peso molecular de CaCl2 g = 025 . mol × 11098 . = 2775 . g mol

Reactivo limitante En la reacción anterior, se nos acabó el Ca porque el HCl estaba en exceso. De esta manera, la reacción se detuvo cuando al acabarse el Ca. Cuando un reactivo detiene la reacción porque este se acaba, se le llama reactivo limitante. Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química balanceada. Ejemplo:

∆

2H2 + O2 2H2O ¿Cuál es el reactivo limitante si tienes 5 g de hidrógeno y 10 g de oxígeno? Se necesitan 2 moles de H2 por cada mol de O2

50 .g = 25 . moles g 2016 . mol 100 .g moles de O2 = = 03 . moles g 320 . mol moles de H2 =

Para la reacción: 2H2 + O2

∆

2H2O

Necesitas 2 moles de H2 por cada mol de O2 Pero tienes 2.5 moles de H2 y sólo 0.3 moles de O2. La proporción requerida es de 2 : 1

Pero la proporción que tienes es de 2.5 : 0.3 o de 8.3 : 1 Es claro que el reactivo en exceso es el H2 y el limitante es el O2 Supónganse que un día invitan a su casa a comer a un grupo de sus cuates y planean prepararles un arroz con mole. El mole trajeron de Oaxaca y simplemente lo calientan, pero el arroz, lo preparan como siempre se ha hecho en su casa, es decir por cada taza de arroz agregan cuatro tazas de agua. Esta receta la han seguido siempre por que si no el arroz saldrá o bien como engrudo o bien como medio crudo. Si tienen exactamente cuatro tazas de arroz, entonces añadirán diez y seis tazas de agua ni una más ni una menos. Esto es una situación similar a las que presentan las reacciones químicas cuando uno de los reactivos se termina antes que los otros. Por ejemplo, si en la reacción de formación de agua, pusiéramos a reaccionar 10 moléculas de hidrógeno y 7 de oxígeno, formaríamos únicamente 10 moléculas de agua, porque ya vimos que la ecuación balanceada dice que: 2H2(g) + O2(g) ;< 2H2O(l) cada dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una de oxígeno y forman dos de agua, es decir, que nos sobrarían 2 moléculas de oxígeno. 10H2(g) + 7O2(g) ;< 10H2O(l)+ 2O2(g) Como ya dijimos que trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles. Si ahora ponemos 10 moles de H2 con 7 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O 2 9 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es:

 1mol O2    ⋅ ( 10moles H2 ) = 5moles O2  2moles H2  Es decir, que después que todo el hidrógeno se ha consumido, sobrarán dos moles de O2. Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.

En el ejemplo de arriba, el H2 es el reactivo limitante, y dado que la estequiometría es 2H292H2O (o sea H29H2O), limita la cantidad de producto formado (H2O) a 10 moles. En realidad pusimos a reaccionar suficiente oxígeno formar 14 moles de H2O (O2 9 2H2O).

(O2) para

Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante (conociendo la cantidad inicial de cada reactivo), consiste en calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción, suponiendo que de cada uno hay una cantidad ilimitada. De manera que el reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto. Ejemplo: para la siguiente reacción:

2Na3PO4(aq)+3Ba(NO3)2(aq)

Ba3(PO4)2(s)+6NaNO3(aq)

y supongamos que tengo una disolución que tiene 3.50 gramos de Na3PO4 y la mezclamos con otra disolución que tiene 6.40 gramos de Ba(NO3)2. ¿Cuántos gramos de Ba3(PO4)2 pueden formarse? 1)

1) Antes que nada tenemos que convertir los gramos de reactivos en moles:

 1mol  350 . g Na PO ⋅ (  = 0.0213moles Na3PO4 3 4)  . g  16394

( 6.40g Ba( NO ) ) 3 2

2)

 1mol  ⋅  = 0.245moles Ba( NO3 ) 2 . g  26134

2) Ahora debemos definir las proporciones estequiométricas entre los reactivos y el producto que nos interesa (Ba3(PO4)2): 2Na3PO4 9 Ba3(PO4)2 3Ba(NO3)2 9 Ba3(PO4)2

3)

3) Ahora podemos determinar las moles de producto formado si cada reactivo se consumiera por completo durante la reacción:

 Ba3 ( PO4 )  ( 0.0213moles Na3PO4 ) ⋅  2Na PO 2  = 0.0107moles Ba3 ( PO4 ) 2 3 4  

( 0.0245moles Ba( NO ) ) 3 2

4) 5)

 Ba3 ( PO4 )  2  ⋅   = 0.0082moles Ba( NO3 ) 2 3 Ba NO ( )  3 2

4) El reactivo limitante es entonces el Ba(NO3)2 y podremos obtener únicamente 0.0082 moles del producto Ba3(PO4)2. 5) 0.0082 moles del Ba3(PO4)2 serán:

( 0.0082moles Ba ( PO ) ) 3

4 2

  60193 . g  = 4.94 g Ba ( PO ) ⋅  3 4 2   mol Ba3 ( PO4 ) 2 

Rendimiento teórico La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico. A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad Rendimiento de la reacción ≤ rendimiento teórico por las siguientes razones: •

• es posible que no todos los productos reaccionen

•

• es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado

•

• la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible (como cuando le quieren sacar toda la mermelada del frasco)

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:

 rendimientodela reaccion %de rendimiento =   × 100  rendimientoteorico 

Ejemplo: si recordamos en el ejemplo anterior, calculamos se podían obtener 4.94 gramos de Ba3(PO4)2. Este es el rendimiento teórico. Pero supongamos que únicamente obtuvimos de la misma reacción 4.02 gramos ¿Cuál será el rendimiento porcentual de dicha reacción?:

 4.02 g    × 100 = 81%  4.94 g  Reacciones acuosas y química de las disoluciones

Composición de una disolución El agua posee una gran cantidad de propiedades poco usuales. Una de las más importantes propiedades del agua es la capacidad de disolver una gran cantidad de sustancias. Aunque para muchos esto pueda sonar extraño, el agua muy pura (agua absoluta, parafraseando el comercial) se considera como una sustancia corrosiva, debido a su capacidad de absorber iones y otras sustancias. Las cuevas de carbonato (por ejemplo los cenotes de la península de Yucatán) se forman por la acción disolvente del agua en el carbonato de calcio sólido. Cuando el mineral disuelto puede precipitarse, se deposita como estalactitas y estalagmitas (Uno de los más bellos ejemplos de esta acción puede encontrarse en las grutas de Cacahuamilpa) conforme el agua se evapora, a continuación el proceso de disolución del carbonato: CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(aq) ;