Propiedades fisicoquímicas de las sustancias puras
Los tipos de enlaces, la dirección de éstos, rasgos eléctricos y otras cualidades moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
Parece conveniente referirse en éste momento a la fortaleza comparada de los distintos tipos de enlaces interatómicos. Esto esta dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez son directamente proporcionales a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma.
enlace covalente < enlace iónico < enlace metálico
Se presentaran las diferentes sustancias con sus características:
Moléculas gigantes
Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema. Por lo general son arreglos de gran tamaño y de allí el nombre de la categoría. La proporción de distintos átomos se conoce y se representan estos sistemas por su fórmula empírica.
Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.
Covalentes tridimensionales
Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación.
-Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.
-Sus temperaturas de fusión son muy altas ( miles de°C) ,en muchos casos se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión.
-Son completamente insolubles.
- Un ejemplo típico de ésta categoría el Carbono en su forma de diamante ( hibridación sp3 )
Covalentes bidimensionales
Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas tridimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.
El ejemplo típico es el Carbono en su forma de grafito en que los C están hibridizados sp2 ., el grafito es conductor de la corriente eléctrica.
Covalentes unidimensionales
Corresponde a los polímeros, que son largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.
Los homopolímeros que repiten unidades iguales y los copolímeros que repiten unidades distintas
Son cadenas largas llamadas también macromoléculas y por ésta razón es que interaccionan unas con otras de manera significativa. Las interacciones entre macromoléculas son fuerzas de distintos tipos y que veremos más adelante en el caso de moléculas pequeñas.
En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.
Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de las macromoléculas.
En cambio, las macromoléculas rígidas no tienen favorable el factor entrópico y así son dificiles de fundir y solubilizar. Estos polímeros rígidos, en el sólido son monofásicos y de mucha resistencia ( Kevlar).
El grado de endurecimiento o ablandamiento depende de las temperaturas a que se encuentran sometidos los sistemas. Los procesos de ablandamiento sobrevienen en zonas de temperaturas bien definidas para cada tipo de macromoléculas.
Muchas veces las cadenas macromoléculas sintéticas o naturales se conectan entre sí mediante átomos o grupos de átomos enlazados covalentemente ( polímeros reticulados) con propósitos tecnológicos precisos. En estos casos las estructuras resultantes semejan a las redes covalentes bi o tridimensionales y así también son sus propiedades, nula solubilidad y puntos de fusión demasiado elevados que amenazan la estabilidad química de las sustancias
Copolímero de estireno-butadieno (neumáticos) vulcanizado con S. Este tipo de productos son difíciles de recuperar y reutilizar por que constituyen un problema para la ecología por la contaminación del ambiente.
La celulosa es un polímero natural de características estructurales semirígidas y si a ello agregamos que entre las cadenas macromoleculares existen fuerzas de atracción, de alta magnitud, por lo que tienes dificultades para la fusión y la solubilización
Iónicas
En estas moléculas gigantes los átomos están unidos por enlaces iónicos.
-La geometría del arreglo es simple cuando los iones positivos y negativos son monoatómicos y además se encuentran en relación 1:1
-Cuando los iones son complejos, con grandes diferencias de tamaños o la proporción entre ellos no es simple, los arreglos son complicados
-Son estructuras de temperatura de fusión elevadas , alrededor de los 1000°C de acuerdo a la fortaleza del enlace iónico.
- En estado sólido o cristalino, donde los iones se encuentran atrapados no conduce la corriente eléctrica, pero sí la conducen en estado fundido.
Estas estructuras pueden ser solubilizadas, aunque no siempre, mediante solventes con moléculas polares como el caso de agua.
-Los iones disueltos (móviles) constituyen partículas para el flujo eléctrico.
Metálicas
Corresponde al caso de los metales. Los átomos metálicos, al ser muy electropositivos se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos. Por su parte los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo determinado se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones deslocalizados. Esta nube de electrones que une a iones positivos es el enlace metálico.
La naturaleza de movilidad del enlace metálico confiere a los metales su blandura, es decir los convierte en dúctiles y maleables.
La movilidad de los electrones se traduce en la capacidad de conducción de la corriente eléctrica y también es responsable de la conductividad térmica.
Sustancias moleculares
Son aquellos sistemas formados por moléculas que se encuentran claramente definidas, se conoce el número exacto de átomos y de qué elementos está constituida la molécula.
Se representan por las llamadas fórmulas moleculares reales.
En su gran mayoría las moléculas de ésta categoría unen sus átomos con enlaces covalentes y al expresar esto pensamos en muchas moléculas simples formadas entre no metales y en la inmensa cantidad de compuestos orgánicos constituidos principalmente por los elementos C, H, O, N, P, S.
Las fuerzas intermoleculares son de naturaleza eléctrica, pero las hay de diferente naturaleza y magnitudes pero siempre dependen en definitiva de las características eléctricas, del tamaño y geometría de las moléculas.
En los comentarios generales cabe señalar que estos sistemas no conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico y también son malos conductores del calor.
FUERZAS INTERMOLECULARES
TIPO MOLECULAR FUERZA MAGNITUD FENÓMENO SOLUBILIDAD PUNTO DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
APOLAR VAN DER
WAALS DEBIL POLARIZABILIDAD ELECTRONICA SOLVENTE APOLAR MUY BAJOS
POLAR ATRACCIÓN DIPOLO-DIPOLO MEDIANA POLARIDAD MOLECULAR PERMANENTE SOLVENTE POLAR BAJOS
____ X - H
( X= F, O, N ) PUENTE HIDROGENO FUERTE POLARIDAD PERMANENTE LOCALIZADA SOLVENTE POLAR MEDIANOS
Las fuerzas de Van der Waals son comparativamente las fuerzas intermoleculares de menor intensidad pero pueden existir grandes diferencias de sus magnitudes entre moléculas que las poseen como único factor de atracción .Estas diferencias se deben por:
- significativa diferencia del tamaño de las moléculas
- la presencia de átomos de mucha diferencia en la cantidad de electrones o de muy distinta polarizabilidad electrónica.
- la circunstancia de presentar una geometría muy diferente.
EL ENLACE QUÍMICO
El enlace químico
Es una fuerza que une a los átomos para formar las moléculas
La energía de estabilización se denomina también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.
Recordemos que los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.
Tipo de enlaces químico
Encontramos dos, dependiendo de la diferencia de electronegatividad de cada uno:
Enlace Iónico: Transferencia de electrones, de parte de un átomo fuertemente electropositivo a otro fuertemente electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos
Enlace Covalente : Comparten parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.
Este se divide en dos:
Enlace covalente Polar: Electronegatividad similar, entre dos no metales distintos
Enlace covalente Apolar : electronegatividad igual , entre dos no metales iguales
Enlace Covalente Dativo y Cargas formales
Se presenta con relativa frecuencia la situación que para formar un enlace covalente, es uno de los átomos participantes del enlace el que aporta la pareja de electrones del enlace.
El enlace que se forma se llama covalente dativo y va acompañado de desbalances de cargas eléctricas que deben ser determinados para tener una clara visión de la situación molecular
CF = N° de electrones de valencia - ( N° electrones no enlazantes + 1/2 N° electrones enlazantes )
Resonancia Electrónica
“Cuando para una molécula se puede escribir varias configuraciones de Lewis correctas ( sin cambiar de posición los átomos) , la verdadera configuración es una mezcla de todas ellas que se denomina hibrido de resonancia y dónde la importancia de cada estructura contribuyente es proporcional a sus estabilidad
Reglas que se deben cumplir:
1).- Al escribir estructuras resonantes se desplazan electrones y nunca átomos.
2).- Todas las formas resonantes del híbrido deben tener el mismo número de electrones apareados.
3).- Las estructuras con mayor número de enlaces son más contribuyentes. La estructuras con cargas eléctricas son menos contribuyentes.
4).- Las estructuras con carga negativa en el átomo más electronegativo son más contribuyentes que aquellas que tienen la carga negativa en el átomo menos electronegativo.
5).- Las estructuras con cargas de distinto signo más próximas, son más contribuyentes.
6).- Las estructuras con cargas de igual signo muy próximas, tienen poca contribución
Mecánica Cuántica en relación al enlace químico
La Mecánica Cuántica contempla la combinación matemática de las funciones de ondas de orbitales atómicos para dar orbitales moleculares ( pertenecen a la molécula). La combinación produce dos orbitales moléculas
Geometría Molecular
LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
La disposición de los átomos en el espacio se determina experimentalmente mediante la técnica de difracción de rayos X. Para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicionar de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce como hibridación de los orbitales atómicos (mezcla matemática de funciones de onda).
Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales y por consecuencia la geometría molecular Criterios para decidir la hibridación
1:- CRITERIO MULTIPLICIDAD DE LOS ENLACES
Hay que observar la multiplicidad de los enlaces, esto es, cuántas uniones pi deben formarse. Para cada unión pi un átomo debe disponer un orbital p.
Dos uniones pi obligan a un átomo a tener 2 orbitales p, o sea que, la hibridación debe ser sp.
Una unión pi requiere un orbital p. Por lo tanto el átomo puede tener hibridación sp o sp2,pero no sp3 (esta no tiene orbitales p). La ambigüedad se resuelve mediante el siguiente criterio complementario.
2.-CRITERIO DE REPULSIÓN DE PAREJAS DE ELECTRONES
Las parejas de electrones, ya sean enlazan tes o bien no enlazantes, se repelen por tener igual carga. Entonces el criterio obliga a dar el máximo ángulo de separación a todas las parejas de electrones.
En los electrones del átomo cuya hibridación tratamos de determinar los representamos como puntos azules y los electrones del átomo vecino con el que se enlaza como puntos rojos.
Cuando existen solamente uniones la hibridación se determina sólo en base del criterio de repulsión de parejas.
Cuando hay sólo una unión no hay hibridación
La longitud y estabilización de los enlaces de átomos hidrizados
Puesto que los orbitales s son pequeños y de baja energía comparados con los orbitales p que son de mayor alcance y mayor energía, los enlaces de átomos hibridizados mantendrán aquellas características según el grado de carácter s o p tenga cada situación
Es una fuerza que une a los átomos para formar las moléculas
La energía de estabilización se denomina también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.
Recordemos que los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.
Tipo de enlaces químico
Encontramos dos, dependiendo de la diferencia de electronegatividad de cada uno:
Enlace Iónico: Transferencia de electrones, de parte de un átomo fuertemente electropositivo a otro fuertemente electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos
Enlace Covalente : Comparten parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.
Este se divide en dos:
Enlace covalente Polar: Electronegatividad similar, entre dos no metales distintos
Enlace covalente Apolar : electronegatividad igual , entre dos no metales iguales
Enlace Covalente Dativo y Cargas formales
Se presenta con relativa frecuencia la situación que para formar un enlace covalente, es uno de los átomos participantes del enlace el que aporta la pareja de electrones del enlace.
El enlace que se forma se llama covalente dativo y va acompañado de desbalances de cargas eléctricas que deben ser determinados para tener una clara visión de la situación molecular
CF = N° de electrones de valencia - ( N° electrones no enlazantes + 1/2 N° electrones enlazantes )
Resonancia Electrónica
“Cuando para una molécula se puede escribir varias configuraciones de Lewis correctas ( sin cambiar de posición los átomos) , la verdadera configuración es una mezcla de todas ellas que se denomina hibrido de resonancia y dónde la importancia de cada estructura contribuyente es proporcional a sus estabilidad
Reglas que se deben cumplir:
1).- Al escribir estructuras resonantes se desplazan electrones y nunca átomos.
2).- Todas las formas resonantes del híbrido deben tener el mismo número de electrones apareados.
3).- Las estructuras con mayor número de enlaces son más contribuyentes. La estructuras con cargas eléctricas son menos contribuyentes.
4).- Las estructuras con carga negativa en el átomo más electronegativo son más contribuyentes que aquellas que tienen la carga negativa en el átomo menos electronegativo.
5).- Las estructuras con cargas de distinto signo más próximas, son más contribuyentes.
6).- Las estructuras con cargas de igual signo muy próximas, tienen poca contribución
Mecánica Cuántica en relación al enlace químico
La Mecánica Cuántica contempla la combinación matemática de las funciones de ondas de orbitales atómicos para dar orbitales moleculares ( pertenecen a la molécula). La combinación produce dos orbitales moléculas
Geometría Molecular
LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
La disposición de los átomos en el espacio se determina experimentalmente mediante la técnica de difracción de rayos X. Para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicionar de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce como hibridación de los orbitales atómicos (mezcla matemática de funciones de onda).
Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales y por consecuencia la geometría molecular Criterios para decidir la hibridación
1:- CRITERIO MULTIPLICIDAD DE LOS ENLACES
Hay que observar la multiplicidad de los enlaces, esto es, cuántas uniones pi deben formarse. Para cada unión pi un átomo debe disponer un orbital p.
Dos uniones pi obligan a un átomo a tener 2 orbitales p, o sea que, la hibridación debe ser sp.
Una unión pi requiere un orbital p. Por lo tanto el átomo puede tener hibridación sp o sp2,pero no sp3 (esta no tiene orbitales p). La ambigüedad se resuelve mediante el siguiente criterio complementario.
2.-CRITERIO DE REPULSIÓN DE PAREJAS DE ELECTRONES
Las parejas de electrones, ya sean enlazan tes o bien no enlazantes, se repelen por tener igual carga. Entonces el criterio obliga a dar el máximo ángulo de separación a todas las parejas de electrones.
En los electrones del átomo cuya hibridación tratamos de determinar los representamos como puntos azules y los electrones del átomo vecino con el que se enlaza como puntos rojos.
Cuando existen solamente uniones la hibridación se determina sólo en base del criterio de repulsión de parejas.
Cuando hay sólo una unión no hay hibridación
La longitud y estabilización de los enlaces de átomos hidrizados
Puesto que los orbitales s son pequeños y de baja energía comparados con los orbitales p que son de mayor alcance y mayor energía, los enlaces de átomos hibridizados mantendrán aquellas características según el grado de carácter s o p tenga cada situación
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
Propiedades periódicas de los elementos
La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.
Radio Atómico.
Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón periférico.
-El Radio atómico disminuye "suavemente" al Aumentar Z en un Período. Si bien los electrones están similar orbital, la carga positiva del núcleo se incrementa ejerciendo progresivamente mayor atracción sobre los electrones
-El Radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia. Los electrones periféricos se encuentra en un orbital del mismo tipo pero en el nivel siguiente
Los iones son átomos cargados eléctricamente que resultan de ganar o perder electrones. El Radio de lo iones es diferente al de los átomos neutros. Los iones negativos (ganan electrones) son de mayor Radio, en cambio los positivos, (pierden electrones) son menor Radio.
Potencial de iotización
Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.
Mientras más cercano al núcleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.
La electronegatividad
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones , se comporta en forma inversa al Radio Atómico.
La electroafinidad
Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón
Mientras más cercano al núcleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viceversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.
La electropositivilidad
La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la electronegatividad. Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.
Formación de Iones
La circunstancia que las moléculas de gases nobles son monoatómicas son la prueba de tal estabilidad, es decir, los átomos de los gases nobles no realizan intercambios electrónicos ni para formar iones ni para unirse con otros átomos pues sus configuraciones electrónicas son estables.
Tal concepto es reafirmado y a la vez explica el comportamiento de los átomos de los otros elementos. Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. El tener niveles o subniveles electrónicos completos de electrones caracteriza el comportamiento de intercambio electrónico de los átomos de los distintos elementos.
La formación de Moléculas
La formación de los iones o bien alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras.
Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra.
La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viceversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.
Tipos de Compuestos
1- OXIDOS METALICOS
2-OXIDOS NO METALICOS
Depende del Número de Oxidación con que interviene el elemento. Esta nomenclatura usa prefijos y terminaciones alrededor de la raíz del nombre del elemento de acuerdo al número de estados de oxidación que posee el elemento y a la posición, entre éstos, del número de oxidación en uso.
Número de estados 1 2 3 4
de Oxidación
hipo ------ oso hipo ------ oso
------- ------oso ------ oso ------ oso
-------ico ------ ico ------ ico
per ------ ico
------- = raíz del nombre del elemento
3-LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)
4 -LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)
5-LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES
LOS ACIDOS Y LAS BASES
*ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno
*BASES son sustancias de fórmula general BOH que se disocian en agua liberando el ión hidroxilo
LAS SALES
Resultado de la reacción de ácidos y bases
OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+12 N+n2 O-2n+1 + 2 M+m ( O H )- m = M+m2 ( ( N+n2 O-2n+1 ) –2)m + 2m H2O
HIDRACIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+1n N – n + n M+m ( O H )– m = M+mn N – nm + mn H 2 O
LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)
Iones metálicos con iones hidruros
M0 + m /2 H02 = M+m H -m
La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.
Radio Atómico.
Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón periférico.
-El Radio atómico disminuye "suavemente" al Aumentar Z en un Período. Si bien los electrones están similar orbital, la carga positiva del núcleo se incrementa ejerciendo progresivamente mayor atracción sobre los electrones
-El Radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia. Los electrones periféricos se encuentra en un orbital del mismo tipo pero en el nivel siguiente
Los iones son átomos cargados eléctricamente que resultan de ganar o perder electrones. El Radio de lo iones es diferente al de los átomos neutros. Los iones negativos (ganan electrones) son de mayor Radio, en cambio los positivos, (pierden electrones) son menor Radio.
Potencial de iotización
Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.
Mientras más cercano al núcleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.
La electronegatividad
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones , se comporta en forma inversa al Radio Atómico.
La electroafinidad
Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón
Mientras más cercano al núcleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viceversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.
La electropositivilidad
La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la electronegatividad. Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.
Formación de Iones
La circunstancia que las moléculas de gases nobles son monoatómicas son la prueba de tal estabilidad, es decir, los átomos de los gases nobles no realizan intercambios electrónicos ni para formar iones ni para unirse con otros átomos pues sus configuraciones electrónicas son estables.
Tal concepto es reafirmado y a la vez explica el comportamiento de los átomos de los otros elementos. Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. El tener niveles o subniveles electrónicos completos de electrones caracteriza el comportamiento de intercambio electrónico de los átomos de los distintos elementos.
La formación de Moléculas
La formación de los iones o bien alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras.
Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra.
La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viceversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.
Tipos de Compuestos
1- OXIDOS METALICOS
2-OXIDOS NO METALICOS
Depende del Número de Oxidación con que interviene el elemento. Esta nomenclatura usa prefijos y terminaciones alrededor de la raíz del nombre del elemento de acuerdo al número de estados de oxidación que posee el elemento y a la posición, entre éstos, del número de oxidación en uso.
Número de estados 1 2 3 4
de Oxidación
hipo ------ oso hipo ------ oso
------- ------oso ------ oso ------ oso
-------ico ------ ico ------ ico
per ------ ico
------- = raíz del nombre del elemento
3-LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)
4 -LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)
5-LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES
LOS ACIDOS Y LAS BASES
*ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno
*BASES son sustancias de fórmula general BOH que se disocian en agua liberando el ión hidroxilo
LAS SALES
Resultado de la reacción de ácidos y bases
OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+12 N+n2 O-2n+1 + 2 M+m ( O H )- m = M+m2 ( ( N+n2 O-2n+1 ) –2)m + 2m H2O
HIDRACIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+1n N – n + n M+m ( O H )– m = M+mn N – nm + mn H 2 O
LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)
Iones metálicos con iones hidruros
M0 + m /2 H02 = M+m H -m
LA ENVOLTURA DEL ÁTOMO
La envoltura de los átomos.
Las investigaciones muestran los aspectos sorprendentes de la materia y la energía . Estos permiten la comprensión del comportamiento químico de las sustancias, en relación a los átomos.
Las ondas electromagnéticas y la energía
La energía esta relacionada con las ondas electromagnéticas , estas ultimas, son campos electrónicos y magnéticos oscilantes que se desplazan en el espacio .
Las ondas presentan las siguientes magnitudes:
-Amplitud , es La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio
-velocidad de propagación de la onda , la cual se mide en cm/ seg
- Longitud de la onda, es el desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
-Período , es el tiempo de un ciclo (seg)
frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
= c T
Longitud de onda = velocidad de propagación * periodo
Fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas
Un ejemplo es la interferencia, cuando dos ondas se encuentran en una misma fase se suman, no así cuando están desfasadas , son anuladas .
El fenómeno de la difracción de las ondas es manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas.
Por ejemplo los ribetes de claridad y oscuridad de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.
El espectro continúo de ondas Electromagnéticas
A través de la frecuencia es posible separar las ondas electromagnéticas, utilizando un prisma , como se muestra en la imagen sus distintos componentes
Física y energía
Según estudios de la física clásica, en la naturaleza existe una energía la cual es continua, y la energía de una onda electromagnética proporcional a la amplitud.
Ahora bien en la física moderna se dice q esta es de carácter discontinuo, y se presenta en la forma de pequeños paquetes y/o sacos de energía, llamados fotones , siendo la energía de las ondas electromagnéticas proporcional a su frecuencia .
Modelo de bohr
El electrón gira en torno al núcleo en orbitales estacionarios ( no emite ni absorbe energía) circulares con estados definidos de energía .
El electrón puede pasar de un estado estacionario a otro absorbiendo o emitiendo energía
Los números cuantiaos
1- numero cuantico principal . Se asocia al tamaño y energía de los orbitales
2- Número cuántico secundario : Se asocia al tipo o forma de los orbitales
3- Numero cuántico magnético. : Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
4- Numero cuántico de spín electrónico.:Se asocia al giro del electrón sobre su eje.
Átomos polielectrónicos
Ante la imposibilidad de resolver la ecuación de Schorodinger para sistemas de varios electrones, se ha supuesto y con éxito, que sucesivos electrones adoptarán los diversos modos de vibración que se encontraron para el electrón de átomo de Hidrógeno.
Es decir , estos electrones se ubicaran en los orbitales ya determinados para el átomo de Hidrógeno y de acuerdo a las siguientes reglas:
Principio de exclusión de Pauli
No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Es equivalente a establecer que un orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de las diagonales.
Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía.
Son de menor energía los de menor valor de n + l.
A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor n.
Principio de Hund
En el caso de varios orbitales de igual energía o "degenerados" ( igual n + l , igual n ), por ejemplo una serie de 3 orbitales p, o una serie de 5 orbitales d, o bién una de7 orbitales f. Los electrones entran de a uno en cada uno de ellos, haciéndolo primero, por convención, con spin negativo. Cuando todos los orbitales " degenerados" ya hayan recibido un electrón con spin negativo pueden formarse parejas de spines opuestos
Configuración electrónica
Tabla periódica de los elementos
Las investigaciones muestran los aspectos sorprendentes de la materia y la energía . Estos permiten la comprensión del comportamiento químico de las sustancias, en relación a los átomos.
Las ondas electromagnéticas y la energía
La energía esta relacionada con las ondas electromagnéticas , estas ultimas, son campos electrónicos y magnéticos oscilantes que se desplazan en el espacio .
Las ondas presentan las siguientes magnitudes:
-Amplitud , es La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio
-velocidad de propagación de la onda , la cual se mide en cm/ seg
- Longitud de la onda, es el desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
-Período , es el tiempo de un ciclo (seg)
frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
= c T
Longitud de onda = velocidad de propagación * periodo
Fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas
Un ejemplo es la interferencia, cuando dos ondas se encuentran en una misma fase se suman, no así cuando están desfasadas , son anuladas .
El fenómeno de la difracción de las ondas es manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas.
Por ejemplo los ribetes de claridad y oscuridad de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.
El espectro continúo de ondas Electromagnéticas
A través de la frecuencia es posible separar las ondas electromagnéticas, utilizando un prisma , como se muestra en la imagen sus distintos componentes
Física y energía
Según estudios de la física clásica, en la naturaleza existe una energía la cual es continua, y la energía de una onda electromagnética proporcional a la amplitud.
Ahora bien en la física moderna se dice q esta es de carácter discontinuo, y se presenta en la forma de pequeños paquetes y/o sacos de energía, llamados fotones , siendo la energía de las ondas electromagnéticas proporcional a su frecuencia .
Modelo de bohr
El electrón gira en torno al núcleo en orbitales estacionarios ( no emite ni absorbe energía) circulares con estados definidos de energía .
El electrón puede pasar de un estado estacionario a otro absorbiendo o emitiendo energía
Los números cuantiaos
1- numero cuantico principal . Se asocia al tamaño y energía de los orbitales
2- Número cuántico secundario : Se asocia al tipo o forma de los orbitales
3- Numero cuántico magnético. : Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
4- Numero cuántico de spín electrónico.:Se asocia al giro del electrón sobre su eje.
Átomos polielectrónicos
Ante la imposibilidad de resolver la ecuación de Schorodinger para sistemas de varios electrones, se ha supuesto y con éxito, que sucesivos electrones adoptarán los diversos modos de vibración que se encontraron para el electrón de átomo de Hidrógeno.
Es decir , estos electrones se ubicaran en los orbitales ya determinados para el átomo de Hidrógeno y de acuerdo a las siguientes reglas:
Principio de exclusión de Pauli
No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Es equivalente a establecer que un orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de las diagonales.
Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía.
Son de menor energía los de menor valor de n + l.
A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor n.
Principio de Hund
En el caso de varios orbitales de igual energía o "degenerados" ( igual n + l , igual n ), por ejemplo una serie de 3 orbitales p, o una serie de 5 orbitales d, o bién una de7 orbitales f. Los electrones entran de a uno en cada uno de ellos, haciéndolo primero, por convención, con spin negativo. Cuando todos los orbitales " degenerados" ya hayan recibido un electrón con spin negativo pueden formarse parejas de spines opuestos
Configuración electrónica
Tabla periódica de los elementos
ESTRUCTURA DEL NÚCLEO ATÓMICO
Estudios de los átomos
La materia y la Electricidad
Experimentos han demostrado que existen dos tipos de electricidad : positiva y negativa ( si poseen mismo signo se atraen , distinto signo se repelen ).
La corriente eléctrica es un flujo de partículas denominadas electrones (demostrado por thomson a través de un tubo de rayos católicos.
Los electrones resultan ser partículas de carga eléctrica negativa cuya razón:
Carga
_________________ = 1,76 . 10 8 (Coulomb / gramo)
Masa
Las partículas intraatómicas
- Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos concluye que la lámina de oro concentra toda su masa en un núcleo de carga positiva de volumen muy pequeño en relación al volumen atómico total.
- Comprende la presencia en el núcleo del átomo, de los protones, partículas cargadas positivamente y de masa mayor que la del electrón y que ya habían sido detectadas con el tubo de Thompson.
- También se comprende la presencia en el núcleo de los neutrones, partículas de igual masa que el protón pero sin carga eléctrica.
- El núcleo, por la presencia de los protones, tiene carga positiva y por esta razón atrae los electrones (cargas negativas) que giran a su alrededor en órbitas
Nomenclatura para sistemas atómicos.
Numero atómico : cantidad de protones, se designa por Z
Numero másico : es la suma de protones y neutrones, se designa por A
Carga eléctrica : numero de electrones – número de protones.
Isótonos : cantidad de neutrones iguales .
Isótopos: mismo numero atómico, distinto numero másico
Isóbaros: mismo numero másico, distinto número atómico
1 unidad de masa atómica, 1 (u.m.a.), equivale a 1/12 de la masa del átomo de 12C.
1 unidad de masa atómica prácticamente coincide con la masa de un protón o de un neutrón.
1 (u.m.a.) = 1, 67 . 10 - 24 ( g ).
Determinación de los pesos atómicos
Para determinar los pesos atómicos utilizamos el Espectrógrafo de masas que es un aparato en que por descargas eléctricas los átomos de un elemento se transforman en iones positivos. Estos iones son conducidos a la forma de un haz lineal hasta una zona en que son desviados mediante dispositivos magnéticos o eléctricos de acuerdo a la masa del ión ( los iones más pesados se desvían menos ). Así los iones en diferentes haces según su masa son detectados y cuantificados.
El Peso Atómico relativo se calcula de la siguiente manera:
A r = A1 * X1 + A2 * X2 + .............
Donde los A i son los Números Másicos o bien la masa en Unidades de Masa Atómica ( u.m.a.) de los distintos Isótopos y los X = % abundancia / 100
La materia y la Electricidad
Experimentos han demostrado que existen dos tipos de electricidad : positiva y negativa ( si poseen mismo signo se atraen , distinto signo se repelen ).
La corriente eléctrica es un flujo de partículas denominadas electrones (demostrado por thomson a través de un tubo de rayos católicos.
Los electrones resultan ser partículas de carga eléctrica negativa cuya razón:
Carga
_________________ = 1,76 . 10 8 (Coulomb / gramo)
Masa
Las partículas intraatómicas
- Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos concluye que la lámina de oro concentra toda su masa en un núcleo de carga positiva de volumen muy pequeño en relación al volumen atómico total.
- Comprende la presencia en el núcleo del átomo, de los protones, partículas cargadas positivamente y de masa mayor que la del electrón y que ya habían sido detectadas con el tubo de Thompson.
- También se comprende la presencia en el núcleo de los neutrones, partículas de igual masa que el protón pero sin carga eléctrica.
- El núcleo, por la presencia de los protones, tiene carga positiva y por esta razón atrae los electrones (cargas negativas) que giran a su alrededor en órbitas
Nomenclatura para sistemas atómicos.
Numero atómico : cantidad de protones, se designa por Z
Numero másico : es la suma de protones y neutrones, se designa por A
Carga eléctrica : numero de electrones – número de protones.
Isótonos : cantidad de neutrones iguales .
Isótopos: mismo numero atómico, distinto numero másico
Isóbaros: mismo numero másico, distinto número atómico
1 unidad de masa atómica, 1 (u.m.a.), equivale a 1/12 de la masa del átomo de 12C.
1 unidad de masa atómica prácticamente coincide con la masa de un protón o de un neutrón.
1 (u.m.a.) = 1, 67 . 10 - 24 ( g ).
Determinación de los pesos atómicos
Para determinar los pesos atómicos utilizamos el Espectrógrafo de masas que es un aparato en que por descargas eléctricas los átomos de un elemento se transforman en iones positivos. Estos iones son conducidos a la forma de un haz lineal hasta una zona en que son desviados mediante dispositivos magnéticos o eléctricos de acuerdo a la masa del ión ( los iones más pesados se desvían menos ). Así los iones en diferentes haces según su masa son detectados y cuantificados.
El Peso Atómico relativo se calcula de la siguiente manera:
A r = A1 * X1 + A2 * X2 + .............
Donde los A i son los Números Másicos o bien la masa en Unidades de Masa Atómica ( u.m.a.) de los distintos Isótopos y los X = % abundancia / 100
MODELOS ESTRUCTURALES FUNDAMENTALES DE LA MATERIA
La química
Se encarga de estudiar la obtención, las propiedades y la transformación de las sustancias puras, a través de métodos científicos, el cual es un modo ordenado, racional para obtener conocimientos.
Observación hipótesis experimentos
A partir de las actividades se obtiene conocimientos los cuales se expresan mediante leyes científicas. es así que un tema , a base de varias leyes se denomina teoría.
Los Sistemas Materiales
El Estudio de los Sistemas se relaciona fundamentalmente con propiedades y estructuras (de carácter discontinuo, articulado y corpuscular ).
Modelo Estructural Molecular de las Sustancias Puras
-Una Sustancia Pura es un conjunto de moléculas idénticas, indivisibles, de igual tamaño, masa, y forma.
- Es así que una molécula es la menor porción que se puede presentar en una sustancia pura
-Las moléculas poseen energía cinética (movimiento) , proporcional a la temperatura , las cuales se atraen entre si mediante fuerzas de atracción intermoleculares.
- Los cambio de tipo físico permanecen inalterables las moléculas, conocido como reversible, en las sustancias puras esto ocurre a una temperatura definida .
Estados físicos y orden molecular y propiedades
-El ordenamiento espacial de las moléculas se denomina cristalización .
-En los sólidos son ordenados en tres dimensiones espaciales , es los líquidos disminuye , en algunos de orden dos y otros de orden uno.
Las Sustancias Puras y las propiedades
Los cambios físicos nos muestra la necesidad de considerar las propiedades de las moléculas (color , viscosidad , densidad , temperatura , entre otras ) .
Es así como como el solidó difiere del liquido, y así del gaseoso igual .
Encontramos el concepto de fase , el cual es una porción de la materia que pose idénticas propiedades en toda extensión ,es así que las sustancias puras pueden ser de fase sólida, liquida o gaseosa , dependiendo de factores como al temperatura
Durante el cambio de estado coexisten dos fases a la temperatura de la transición correspondiente , una determinada presión y temperatura, una Sustancia Pura puede presentar coexistencia de tres fases.
En los sistemas materiales encontramos : homogéneos ( una misma fase ) y heterogéneos ( mas de una fase ), los que parecen ser homogéneos pero no lo son , reciben el nombre de coloides.
TECNICAS DE SEPARACIÓN DE FASES DE SISTEMAS
HETEROGENEOS
Separar las diferentes fases que la conforman
FILTRACIÓN
FILTRACIÓN SIMPLE
FILTRACION CON SUCCIÓN O DE VACÍO
DECANTACION
CENTRIFUGACIÓN
SUBLIMACIÓN
DISOLUCIÓN
TAMIZACIÓN
HOMOGENEOS
Separar las diferentes sustancias puras o tipo de moléculas que las conforman
DESTILACIÓN
EXTRACCIÓN POR SOLVENTE
CRISTALIZACIÓN
Concepto de solubilidad
Corresponde a la mayor cantidad de soluto que se puede disolver en un disolvente , cn una temperatura y presión dadas.
Concentrada cantidad justa que disuelve el solvente al soluto
Diluida mayor cantidad de solvente que soluto
Sobreconcentrada mayor cantidad de soluto que solvente
Las sustancias puras
El cambio químico y leyes fundamentales
Una Sustancia Pura es un sistema formado por un tipo de moléculas características para esa Sustancia, es decir de tamaño, masa y forma bien definidas. Cuándo las Sustancias Puras reciben energía mayor que la necesaria para que acontezcan los cambios físicos sus moléculas se modifican, variando el tamaño, la masa y la forma, es decir se transforman en moléculas o Sustancia Puras distintas de las iniciales. En estos casos ha ocurrido un Cambio o Reacción Química
Ley de
En un cambio químico la masa de los reaccionantes es igual a la masa de los productos.
Ley de las Proporciones Definidas ( Proust)
La proporción en que los elementos se combinan para formar compuestos es definida o constante no importando la procedencia del compuesto.
Modelo atómico
Las leyes fundamentales recién estudiadas demuestran que las moléculas a su vez están formadas por otras partículas aún más pequeñas. Estas nuevas partículas se denominan átomos y deben poseer las siguientes cualidades:
1.- Los átomos son partículas, que mediante fuerzas denominadas enlace químico, se unen para formar las moléculas.
2.- Cada elemento tiene un átomo característico, de tamaño y masa determinados. Existen tantos tipos de átomos como de elementos.
3.- Si los átomos se presentan solitarios, o bien unidos del mismo tipo, se trata de moléculas de un Elemento.
Si los átomos se presentan unidos, de distinto tipo, se trata de molécula de un Compuesto.
4.- Un Cambio Químico es un reordenamiento de átomos
Análisis de Sustancias Puras
El análisis de Sustancias Puras corresponde al denominado Análisis Químico.
Análisis Químico Cualitativo Este comprende la separación e identificación de los elementos que forman un compuesto.
Análisis Químico Cuantitativo Este comprende la medición de la cantidad de cada uno de los elementos que forman el compuesto.
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