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DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
I. INTRODUCCIÓN
Es una ciencia natural basada en la observación y experimentación relacionada
con los fenómenos que sufre la materia, de tal modo que de ella se estudie su
composición, constitución, propiedades físicas y químicas, transformaciones y
leyes que gobiernan dichos cambios en su estructura interna, así como la
energía involucrada en el proceso.
La quimica es una ciencia central, porque sirve de apoyo a otras ciencias
como la física, la biología, la geología, la petroquímica, etc. Además permite
satisfacer las necesidades humanas en diferentes áreas o campos de la
actividad humana. Tenemos:
En medicina: La química ayuda con la síntesis de diferentes fármacos
(antibióticos, analgésicos, antidepresivos, vacunas, vitaminas, hormonas,
radioisótopos, etc), para el tratamiento de muchas enfermedades y para el
mejoramiento de la salud en general.
En nutrición: La química permite sintetizar sustancias llamadas
saborizantes y colorantes para mejorar ciertas propiedades de los
alimentos, y de ese modo puedan ingerirse con facilidad; los preservantes
para que los alimentos no se deterioren en corto tiempo; también la química
determina las sustancias vitales que requiere el organismo (minerales,
vitaminas, proteínas, etc
Química General:
Estudia los fundamentos o principios básicos comunes a todas las ramas de la
ciencia química.
Química Descriptiva:
Estudia las propiedades y obtención de cada sustancia químicamente pura en
forma particular. Podemos subdividirla en:
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Química Inorgánica: Estudia todas las sustancias inanimadas o del reino
mineral
Química Orgánica: Estudia todas las sustancias que contienen carbono (con
excepción de CO, CO2, Carbonatos, etc) ya sean estos naturales (provenientes
del reino animal y vegetal) o artificiales (plásticos, fibras, textiles)
Química Analítica:
Estudia las técnicas para identificar, separar y cuantificar las sustancias
orgánicas e inorgánicas presentes en una muestra material, o los elementos
presentes en un compuesto químico. Se subdivide en:
Cualitativa: Estudia las técnicas para identificar las sustancias químicas
(simples y compuestas) en una muestra material o los elementos químicos
presentes en un compuesto. Así por ejemplo, se ha determinado que en el
agua pura sólo hay dos elementos: hidrogeno y oxigeno; en la sal común,
cloro y sodio; en el azúcar de mesa, carbono, hidrogeno y oxigeno.
Cuantitativa: Estudia las técnicas para cuantificar las sustancias químicas
puras en una muestra material o el porcentaje en peso que representa cada
elemento en un compuesto, para luego establecer su formula química. Así
por ejemplo, tenemos que en el agua hay 88,89% en peso de oxigeno y
11,11% de hidrogeno, luego, la formula del agua será H2O.
Química Aplicada:
Por su relación con otras ciencias y su aplicación practica, se subdividen en:
Bioquímica: La bioquímica es la ciencia que estudia los componentes
químicos de los seres vivos, especialmente las proteínas, carbohidratos, lípidos
y ácidos nucleicos, además de otras pequeñas moléculas presentes en las
células.
Fisicoquímica: La fisicoquímica representa una rama donde ocurre una
combinación de diversas ciencias, como la química, la física, termodinámica,
electroquímica y la mecánica cuántica donde funciones matemáticas pueden
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representar interpretaciones a nivel molecular y atómico estructural. Cambios
en la temperatura, presión, volumen, calor y trabajo en los sistemas, sólido,
líquido y/o gaseoso se encuentran también relacionados a estas
interpretaciones de interacciones moleculares.
Química Industrial: Estudia la aplicación de procesos químicos y la obtención
de productos químicos sintéticos a gran escala, como por ejemplo los plásticos,
el caucho sintético, combustibles, fibras textiles, fertilizantes, insecticidas,
jabones, detergentes, acido sulfúrico, soda caustica, cloro, sodio, etc.
Petroquímica: La petroquímica es la industria dedicada a obtener derivados
químicos del petróleo y de los gases asociados. Los productos petroquímicos
incluyen todas las sustancias químicas que de ahí se derivan.
Geoquímica: La geoquímica es una especialidad de las ciencias naturales,
que sobre la base de la geología y de la química estudia la composición y
dinámica de los elementos químicos en la Tierra, determinando la abundancia
absoluta y relativa, distribución y migración de los elementos entre las
diferentes partes que conforman la Tierra (hidrosfera, atmósfera, biósfera y
geósfera) utilizando como principales testimonios de las transformaciones los
minerales y rocas componentes de la corteza terrestre
Astroquímica: La astroquímica es la ciencia que se ocupa del estudio de la
composición química de los astros y el material difuso encontrado en el espacio
interestelar, normalmente concentrado en grandes nubes moleculares.
Farmoquímica: Estudia las propiedades de las sustancias químicas y su
acción nociva o benéfica en los seres vivos. Por ejemplo, la acción de la
penicilina, las drogas y antibióticos en seres humanos
Dentro de la filosofía de la antigua Grecia, la palabra átomo se empleaba para
referirse a la parte más pequeña de materia y era considerada indestructible. Ya
entonces, Demócrito (460-370 a.C.) entendía que todas las sustancias existentes
son diferentes porque están constituidas por diversos tipos de unidades
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diminutas. El conocimiento de su tamaño y su naturaleza avanzó muy lentamente
a lo largo de los siglos.
Hoy sabemos que el átomo corresponde a la partícula de menor tamaño de un
elemento químico o cuerpo simple, que posee unas características propias y se
puede combinar con otros átomos, también es la mínima parte separada por una
reacción química.
Durante un tiempo, los científicos investigaron el tamaño y la masa de átomo,
pero sin instrumentos y técnicas apropiadas. Más tarde se diseñaron
experimentos para determinar estas características. Así se descubrió que algunos
átomos de un elemento presentan distinta masa, aunque mantienen idéntico
número atómico (isótopos).
El tamaño y la masa de un átomo son muy pequeños: como ejemplo comparativo,
una gota de agua contiene más de 1.000 trillones de átomos. La estructura interna
de los átomos se podría asemejar, de forma simple, al Sistema Solar. El núcleo
atómico (que mide aproximadamente una diezmilésima parte del diámetro del
átomo y concentra más del 99% de la masa) se correspondería con el Sol y los
electrones serían como los planetas que giran en torno a él.
Con el paso del tiempo, el modelo atómico ha ido cambiado y se ha sabido que
los electrones se comportan como ondas. Además, se conocen otro tipo de
partículas elementales que se relacionan con las fuerzas nucleares.
II. MODELOS ATÓMICOS
Para explicar la manera como coexisten en el átomo sus componentes:
electrones, protones y neutrones. La concepción del átomo a lo largo de la
historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la
física y la química. Para ello se elaboraron diversas teorías o modelos atómicos
algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos
observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.
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A.MODELO ATÓMICO DE DALTON
Aproximadamente por el año 1808, Dalton define a los átomos
como la unidad constitutiva de los elementos (retomando las
ideas de los atomistas griegos). Las ideas básicas de su
teoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse en los
siguientes puntos:
La materia está formada por partículas muy pequeñas
para ser vistas, llamadas átomos.
Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades,
incluyendo el peso.
Diferentes elementos están formados por diferentes átomos.
Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o
más elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo, un compuesto
químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en
una proporción numérica simple.
Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante las
reacciones químicas.
En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones
numéricas simples.
La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. En
estas reacciones, ningún átomo se crea o destruye y ningún átomo de un
elemento se convierte en un átomo de otro elemento.
A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un
avance cualitativo (de calidad) importante en el camino de la comprensión de la
estructura de la materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no
fue inmediata, muchos científicos se resistieron durante muchos años a reconocer
la existencia de dichas partículas.
Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar
los átomos y los átomos compuestos, las moléculas.
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Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de los
átomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien expusiera una teoría
acerca de la misma.
Otras Leyes que concordaban con la teoría de Dalton:
Ley de la Conservación de la Masa: La Materia no se crea ni se destruye,
sólo se transforma.
Ley de las Proporciones Definidas: Un Compuesto Puro siempre
contiene los mismos elementos combinados en las mismas proporciones en
masa.
Ley de las Proporciones Múltiples: Cuando dos elementos A y B forman
más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos
compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números
pequeños enteros.
B.MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del
electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía que
los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era
eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de
fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento
de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford demostró
la inexactitud de tales ideas.
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Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la
presencia de los electrones dentro de la estructura atómica,
Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas.
Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones)
suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para
neutralizar la carga positiva.
En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y
si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de
iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.
C.MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la
existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la
totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo
central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los
electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas
circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga
eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan
entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.
El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los
electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón
terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el
núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su
discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que
a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear.
Ernest Rutherford estudió los componentes de la radiación que ocurre
espontáneamente en la Naturaleza. A continuación se presenta una tabla
resumiendo las características de estos componentes:
En 1900 Rutherford, con la colaboración de Geiger Marsden, soporta y verifica su
teoría con el experimento, hoy muy famoso, de la lámina de oro. El experimento
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era simple, bombardearon una placa de oro muy delgada con partículas (ALFA)
procedentes de una fuente radioactiva. Colocaron una pantalla de Sulfuro de Zinc
fluorescente por detrás de la capa de oro para observar la dispersión de las
partículas alfa en ellas. Según se muestra en la siguiente figura:
Lo anterior demostró, que la dispersión de partículas alfa con carga positiva, era
ocasionada por repulsión de centros con carga positiva en la placa de oro,
igualmente se cumplía con placas de metales distintos, pudiéndose concluir que
cada átomo contenía un centro de masa diminuto con carga positiva que
denomino núcleo atómico. La mayoría de las partículas alfa atraviesan las placas
metálicas sin desviarse, porque los átomos están constituidos, en su mayoría, por
espacios vacíos colonizado tan sólo por electrones muy ligeros. Las pocas
partículas que se desvían son las que llegan a las cercanías de núcleos metálicos
pesados con cargas altas.
Gracias a estos desarrollos experimentales de Rutherford, éste pudo determinar
las magnitudes de las cargas positivas de los núcleos atómicos. Los cálculos que
se basan en los resultados del experimento indican que el diámetro de la "porción
desocupada" del átomo es de 10.000 a 100.000 veces mayor que el diámetro del
núcleo.
Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford:
El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.
El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando
una corona alrededor del núcleo.
La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el
núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona.
Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga
positiva (explica los diferentes rayos).
El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor
del núcleo, que genera una fuerza centrifuga que es igualada por la fuerza
eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en
su orbita.
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El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de
radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se
hace menor, la cantidad de energía que llevan es mayor.
En la región 7.5x1014 hasta 4.3x10-14 , se encuentra el espectro visible, con
los colores violeta, azul, verde, amarillo y rojo.
Las regiones donde las frecuencias es mayor (longitud de onda es menor), el
contenido energético de los fotones, es grande en comparación con otras
zonas.
En el caso de la luz ultravioleta (U.V.) sus radiaciones no se perciben a simple
vista, pero conocemos su alto contenido energético al actuar como catalizador
en numerosos procesos químicos.
= Longitud de onda: Distancia entre dos crestas en una onda (Longitud de un
ciclo)
C = Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg)
= Frecuencia: Número de ondas que pasan por un punto en un segundo.
D.MODELO ATÓMICO DE BOHR
El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922),
postula que los electrones giran a grandes velocidades
alrededor del núcleo atómico. Los electrones se disponen en
diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes
niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para
lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es
necesario que el electrón emita la energía absorbida (por ejemplo en forma de
radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de
base a la moderna física nuclear. Este propuso una Teoría para describir la
estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de este
elemento. A continuación se presentan los postulados del Modelo Atómico de
Bohr:
El Átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo
protón. · El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas
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órbitas esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles
de energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada
nivel se designa con una letra (K, L, M, N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...).
El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual se
mueve. Un electrón de la capa K (más cercana al núcleo) posee la energía más
baja posible. Con el aumento de la distancia del núcleo, el radio del nivel y la
energía del electrón en el nivel aumentan. El electrón no puede tener una
energía que lo coloque entre los niveles permitidos.
Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la energía más
baja o se encuentra en estado basal. Cuando los átomos se calientan,
absorben energía y pasan a niveles exteriores, los cuales son estados
energéticos superiores. Se dice entonces que los átomos están excitados.
Cuando un electrón regresa a un Nivel inferior emite una cantidad definida de
energía a la forma de un cuanto de luz. El cuanto de luz tiene una longitud de
onda y una frecuencia características y produce una línea espectral
característica.
La longitud de onda y la frecuencia de un fotón producido por el paso de un
electrón de un nivel de energía mayor a uno menor en el átomo de Hidrógeno
está dada por:
o Para Bohr el átomo sólo puede existir en un cierto número de estados
estacionarios, cada uno con una energía determinada.
o La energía sólo puede variar por saltos sucesivos, correspondiendo cada
salto a una transición de un estado a otro. En cada salto el átomo emite luz
de frecuencia bien definida dada por:
hv = | Ei - Ei |
De esta manera se explican los espectros atómicos, que en el caso del Hidrógeno
los niveles de energía posibles están dados por la fórmula:
E = - (h/R)/n2 , ( n = 1, 2, 3, . . . infinito)
h = 60625 x 10-34 Joule - seg, Const. de Plank
R = 1.10 x 107 m-1 , Const. de Rydberg
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El modelo de Niels Bohr, coincide con el propuesto por Rutherford, admite la
presencia de un núcleo positivo que contiene, prácticamente, toda la masa del
átomo, donde se encuentran presentes los protones y los neutrones.
Los electrones con carga negativa, se mueven alrededor del núcleo en
determinados niveles de energía, a los que determinó estados estacionarios, y les
asignó un número entero positivo. El nivel más cercano tiene el número 1, le sigue
el 2, como se citó en párrafo de éste mismo enunciado (Modelo atómico de Bohr).
Siempre que el electrón se mantenga en la órbita que le corresponde, ni gana ni
pierde energía.
Si un electrón salta de una órbita a otra capta o libera energía en forma de
fotones. La cantidad viene dada por la diferencia de energía entre los dos (02)
niveles.
La energía de cada nivel es mayor en la medida que se aleja del núcleo; sin
embargo, las diferencias entre los niveles va disminuyendo, lo que permite que las
transiciones electrónicas se produzcan con facilidad.
El número de electrones de cada elemento en su estado natural es característico,
puesto que depende de su número atómico. Estos electrones estarán distribuidos
en diferentes niveles energéticos que pueden funcionar como estaciones de paso
para aquellos que reciben suficiente energía para saltar de un nivel a otro. Al
devolverse, la luz que, difractada, produce el espectro característico.
Principios de Incertidumbre
Para poder estudiar las propiedades de un átomo y de sus partículas
constituyentes, es necesario iluminarlo; es decir lograr la incidencia de luz sobre
él; esto trae un cambio en su contenido energético y, a s vez en la posición. En
otras palabras: el estudio del átomo lleva un error necesario que nos impide
hablar con certeza de la posición o contenido energético del mismo.
Esto imposibilita presentar un átomo como hasta el momento se ha hecho, puesto
que se puede describir un espacio donde es muy probable encontrar un electrón,
pero no se pude excluir la posibilidad de que se encuentre en otro lugar.
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Según el principio de incertidumbre no se puede conocer con exactitud la posición
del electrón ni su contenido energético. Esto obliga a usar un nuevo término
"probabilidad", para la descripción del átomo.
E.MODELO ATÓMICO ACTUAL
Entre los conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han mantenido su
veracidad, se consideran los siguientes:
La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi
totalidad de la masa atómica en un volumen muy pequeño.
Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales
se distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético.
La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga
consecuencias prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de
partículas pequeñas (electrones) la longitud de onda tiene un valor comparable
con las dimensiones del átomo.
La probabilidad en un lugar de certeza, en cuanto a la posición, energía y
movimiento de un electrón, debido a la imprecisión de los estudios por el uso
de la luz de baja frecuencia.
Fue Erwin Schodinger, quien ideó el modelo atómico actual, llamado "Ecuación de
Onda", una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. La
solución de esta ecuación, es la función de onda (PSI), y es una medida de la
probabilidad de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área donde
hay mayor probabilidad de encontrar al electrón se denomina orbital.
El valor de la función de onda asociada con una partícula en movimiento esta
relacionada con la probabilidad de encontrar a la partícula en el punto (x,y,z)
en el instante de tiempo t.
En general una onda puede tomar valores positivos y negativos. una onda
puede representarse por medio de una cantidad compleja.
Piense por ejemplo en el campo eléctrico de una onda electromagnética. Una
probabilidad negativa, o compleja, es algo sin sentido. Esto significa que la
función de onda no es algo observable. Sin embargo el módulo (o cuadrado) de la
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función de onda siempre es real y positivo. Por esto, a se le conoce como la
densidad de probabilidad.
La función de onda depende de los valores de tres (03) variables que reciben la
denominación de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos,
definen una función específica para un electrón. Los modelos estudiados se
pueden apreciar en la Figura No1. Modelos Atómicos
Figura No1: Modelos Atómicos
III. ESTRUCTURA ATÓMICA
La teoría aceptada hoy es que el átomo tiene dos partes: el núcleo y la corteza.
- El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga
positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son
neutras, los neutrones. La masa de un protón (1,67262 × 10–27 kg y una masa
1837 veces mayor que la del electrón ) Nes aproximadamente igual a la de un
neutrón (1,67493 × 10–27 kg). Todos los átomos de un elemento químico tienen en
el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada
elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con
la letra Z
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- La corteza o nube electrónica llamada también corona atómica es la parte
exterior del átomo con una masa de 9,10 × 10–31 kg. En ella se encuentran los
electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran
alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la
de un protón.
La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidad
de protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un
átomo en estas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual a 0.
Las partes se aprecian en la Figura No 2.Partes de un átomo.
Figura No 2: Partes de un átomo.
IDENTIFICACIÓN DE LOS ÁTOMOS
Los átomos se identifican por el número de protones que contiene su núcleo, ya
que éste es fijo para los átomos de un mismo elemento.
IV. PROPIEDADES QUE DEPENDEN DEL NÚCLEO ATÓMICO
A. NÚMERO ATÓMICO
Es el número de protones y electrones de un átomo. Se representa con la letra Z
y se escribe como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento: ZX.
Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.
Número atómico = Número protones = Número de electrones
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B. NÚMERO DE MASA
Es la suma del número de protones y del número de neutrones de un átomo. Se
representa con la letra A y se escribe como superíndice a la izquierda del símbolo
del elemento: AX.
Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.
A= Z+ # n
A=#p+#n
# p= A-# n
#n=A-#p
De esta manera se pueden identificar el número y tipo de partículas de un átomo:
-----> Este átomo tiene Z = 1 y A = 3. Por tanto, tiene 1 protón, 3 - 1 = 2
neutrones y, como es neutro, tiene 1 electrón.
Si tenemos un ion habrá que sumar o restar electrones a los que tendría si el
átomo fuese neutro.
- Si es un catión habrá perdido electrones y hay que restar el número que
aparezca con la carga positiva:
+2
-----> Este átomo tiene Z = 12 y A = 25. Por tanto, tiene 12 protones, 25 -
12 = 13 neutrones y, al ser positivo, tendrá 2 electrones menos de los que tendría
neutro: 12 - 2 = 10 electrones.
- Si es un anión habrá ganado electrones y hay que sumar el número que
aparezca con la carga negativa:
19 -1
9F -----> Este átomo tiene Z = 9 y A = 19. Por tanto, tiene 9 protones, 19 - 9 =
10 neutrones y, al ser negativo, tendrá 1 electrón más de los que tendría si fuese
neutro: 9 + 1 = 10 electrones.
Todo lo explicado se aprecia en la Figura No 3 Propiedades que Dependen del
Núcleo Atómico
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´
Figura No 3: Propiedades que Dependen del Núcleo Atómico
ÁTOMOS ISÓTOPOS
Son átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferentes masas. Al
pertenecer al mismo elemento químico presentan las mimas propiedades, pero no
son reconocibles por su masa diferente La diferencia se encuentra en el número
de neutrones presentes en el núcleo.
Ejemplo:
ÁTOMOS ISÓBAROS:
Son átomos que, a pesar de presentar diferente número atómico, tiene masas
iguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata de
elementos químicos también diferentes.
Ejemplo:
ÁTOMOS ISÓTONOS
Átomos que presentan distinto número de masa, distinto número atómico, pero
tienen igual número de neutrones.
Ejemplo:
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MASA ATÓMICA
Una de las propiedades de un átomo es su masa, la cual se relaciona con el
número de protones, electrones, neutrones de un átomo.
- Se ha escogido el átomo de carbono-12 como átomo de referencia a la que
se le ha asignado una masa de 12 u.m.a. (unidades de masa atómica), ya que
tiene 6 protones y 6 neutrones.
V. ISÓTOPOS Y MASA ATÓMICA
Como hemos visto, no todos los átomos de un mismo elemento son exactamente
iguales. La mayoría de los elementos tienen diferentes isótopos y esto hay que
tenerlo en cuenta para calcular la masa atómica.
La masa atómica de un elemento es la media ponderada de sus isótopos (Por
eso, la masa atómica de un elemento no es un número entero).
A. MASA ATÓMICA PROMEDIO
Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la
masa y también la abundancia relativa de cada isótopo Ejemplo:
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El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de C y 1,108% de
13
C y una cantidad despreciable de 14C.
Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será
(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma
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Ejemplo:
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El cloro tiene 2 isótopos, 17Cl y 3717Cl, que se presentan en la naturaleza con una
abundancia del 75,5 % y del 24,5 %, respectivamente.
La masa atómica del cloro será la media ponderada: 35 x 75,5/100 + 37 x
24,5/100 = 35,5 uma.
B. MASA MOLAR DE UN ELEMENTO Y NÚMERO DE AVOGADRO
EL MOL
Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantas entidades
elementales (átomo, moléculas y otras partículas) como el número de átomos que
hay en exactamente 12 gramos de 12C.
Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023
Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro
VI. TABLA PERIODICA
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos
elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función
principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos
basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius
Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de
las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada
de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner.
La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos
del desarrollo de la química y la física:
El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.
El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.
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19. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y,
posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico.
Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico)
y las propiedades periódicas de los elementos
VII. MOLECULA
Es un agregado de por lo menos 2 átomos en una configuración definida.
VIII. IONES
Un ión es un átomo o grupo de átomos que tienen una carga eléctrica. Los iones
con carga positiva se denominan cationes y los que tienen carga negativa se
denomina aniones.
Muchas sustancias normales existen en el cuerpo como iones. Los ejemplos
comunes incluyen sodio, potasio, calcio, cloruro y bicarbonato.
Los iones se pueden crear utilizando radiación, como los rayos X. La radiación
ionizante se utiliza frecuentemente para procedimientos diagnósticos o
terapéuticos.
IX. COMPUESTOS IONICOS
Un compuesto iónico es un compuesto químico formado por dos sustancias con
una diferencia significativa en sus electronegatividades.
Ejemplo:
Un ejemplo de un compuesto iónico es NaCl (Sal de mesa); Cuando se forma un
compuesto iónico, el elemento que tiene mayor electronegatividad (en este caso
Cl) tratará de quitarle electrones al otro con menor electronegatividad (Na) y se
convertirán en anión(-) y catión(+), respectivamente. Los electrones quedan
"prestados" en la última órbita del Cl y al mismo tiempo en la del Na, haciendo que
el Cl complete su octeto (8 electrones, en su última capa).
Lecturas recomendadas:
19
21. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
I. REACCIONES QUÍMICAS
Es toda transformación en la estructura de la molécula de una o más sustancias
por efectos energéticos.
Una reacción química es el fenómeno por el cual 2 o más sustancias
reaccionantes se combinan dando lugar a la formación de sustancia denominada
productos.
II. CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS
A. Reacciones de descomposición o desdoblamiento
Es cuando por efecto de algún agente energético, un reaccionante se
descompone en dos o más productos
A+ B + C
Agente energético
Corriente eléctrica
Ejemplo:
Descomposición térmica o Pirolisis
2 KClO3 2KCl + 3O2
Descomposición eléctrica
2 Na Cl 2Na + Cl2
21
22. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Corriente eléctrica
B.Reacciones de desplazamiento simple o sustitución
Es cuando una especie química desplaza o sustituye a otra de un compuesto
AB + C AC + B
H2S + Mg MgS + H2
CuSO4+ Zn ZnSO4 + Cu
Por ejemplo, el magnesio metálico reemplaza al hidrógeno de una solución de
ácido clorhídrico. Pero el cobre metálico, que está abajo del hidrógeno en la lista y
por lo tanto es menos reactivo, no reemplaza al hidrógeno del ácido clorhídrico. A
continuación aparece la ecuación de la reacción entre el magnesio metálico y el
ácido clorhídrico acuoso para formar cloruro de magnesio y gas hidrógeno:
Un metal muy activo, como el sodio, puede desplazar al gas hidrógeno del agua.
En este tipo, solamente uno de los átomos de hidrógeno es desplazado, debido a
la pequeña cantidad de H+ formado a partir de la molécula de H-OH.
Otro ejemplo de reacción de simple desplazamiento, es la que ocurre entre en
cinc sólido que reacciona con ácido clorhídrico para producir cloruro de cinc
acuoso más gas hidrógeno de acuerdo a la siguiente ecuación:
Hay reacciones de simple desplazamiento en las cuales toman parte los no
metales. Por ejemplo, para los halógenos, la serie será: flúor, cloro, bromo, yodo,
así es que el cloro libre desplazará al bromo de un compuesto y el bromo
desplazará al yodo de un compuesto.
22
23. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Observe que la actividad de los no metales está relacionada con su habilidad de
ganar electrones y formar iones negativos, mientras que la actividad de los
metales está relacionada con su tendencia a perder electrones para formar iones
positivos. Cuando se escriben reacciones de simple desplazamiento en donde
participan los halógenos, tenga en cuenta que en estado libre todos los halógenos
existen como moléculas diatómicas.
Considere los siguientes ejemplos:
C. Reacciones de doble desplazamiento
AB + CD CB + AD
Esta reacción puede considerarse como un intercambio de grupos positivos y
negativos, en la que A se combina con D y C se combina con B. Al escribir las
fórmulas de los productos debemos tener en cuenta las cargas de los que se
combinan.
En muchas de estas reacciones se forman sustancias insolubles. Por tanto, para
producir los productos que se forman aquí, hay que familiarizarse con algunas
reglas de solubilidad muy comunes. Estas pueden resumirse de la siguiente
forma:
1. Solubles: compuestos de los metales IA; compuestos de amonio (NH4+);
nitratos, la mayoría de los cloruros excepto AgCl, PbCl2 y el Hg2Cl2 y la
mayoría de los sulfatos excepto los sulfatos de Ca +2, Sr+2, Ba+2 y el Pb+2.
2. Insolubles: óxidos, hidróxidos, carbonatos y fosfatos, excepto para
aquellos metales del grupo IA y el amonio; sulfuros excepto aquellos
del IA y los elementos del IIA y el amonio.
Considere los siguientes ejemplos:
23
24. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
El nitrato de plata en solución acuosa reacciona con cloruro de sodio también en
solución acuosa para formar el precipitado de cloruro de plata, quedando en
solución el nitrato de sodio según la siguiente ecuación:
Otro ejemplo lo constituye la reacción entre dos soluciones, una de nitrato de
plomo (II) y la otra de cromato de potasio. Se forma un precipitado color amarillo
de cromato de plomo (II) y queda en solución nitrato de potasio según la siguiente
ecuación:
En el siguiente ejemplo, reacciona nitrato de plomo (II) con una solución de
yoduro de potasio para formar un precipitado color amarillo de yoduro de plomo
(II) según la siguiente ecuación:
Al analizar cada una de las anteriores ecuaciones, se observa que uno de los
productos formados es un precipitado, que es un sólido insoluble en el medio de
reacción. Lo anterior se puede deducir a partir de las reglas de solubilidad.
Otro tipo de reacción de doble desplazamiento comprende la formación de
sustancias no ionizadas, como el agua y el dióxido de carbono. Por ejemplo,
cualquier carbonato, aún en estado sólido o en solución acuosa, reacciona con un
ácido para formar agua y dióxido de carbono, más una sal, según la siguiente
ecuación:
Disociación
Cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua éstos se separan en
sus iones, este proceso se llama disociación (ionización).
Se sabe que los compuestos iónicos se disocian cuando se disuelven en
agua porque la solución conduce la electricidad.
D. Reacciones de composición de combinación
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25. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Es cuando dos o más reaccionantes se combinan para formar un producto. Se
denomina también productos o reaccionantes.
A + B + C D
Ejemplo:
SO3 + H2O H2SO4
ANHIDRIDO SULFURICO ACIDO SULFURICO
E. Reacciones de neutralización
Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base,
generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una
sal, un ejemplo es el producto de la reacción ácido-base del HCl con NaOH
HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(liq)
Las soluciones acuosas son buenas conductoras debido a la presencia de
iones positivos y negativos a estos compuestos se les llama electrolitos. Los
compuestos iónicos que se disocian completamente se conocen como
electrolitos fuertes, un ejemplo de ellos es el NaCl.
Las constantes de equilibrio para la disociación de electrolitos son llamadas
constantes de disociación, un ejemplo de disociación es la del agua:
2H2O H3O+ OH
Los subíndices se utilizan por comodidad, para las diferentes constantes:
Ka = constante de disociación de ácido
Kb = constante de disociación de base
25
26. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Kw = constante de disociación del agua o de autoprotólisis = 1*10-14 o
producto iónico del agua.
Este producto indica que en agua pura o en cualquier solución acuosa deben
estar presentes iones hidrógeno y oxhidrilo, el producto de sus
concentraciones debe ser una constante igual a
Kw =1*10-14
H2O H+ OH
En el agua se ha establecido una escala de pH el cual está definido como el –
log[H+] donde:
Medio ácido Medio básico
0 7 14
• Ácido: sustancia que al disolverse en agua H2O genera iones H+
Los ácidos se clasifican en fuertes, fuerza media y débiles.
Los ácidos fuertes se disocian completamente, cuando se disuelven en agua.
Ejemplos: H2SO4,HCl, HNO3, HClO4. Ka = ∞
HCl H+ + Cl-
0.1M 0.0999 0.1M
pH= -log
pH = -log [H+]=-log[Ac. Fuerte]
Los ácidos de fuerza media se disocian parcialmente, sus constantes de acidez
o de disociación son mayores a 1 * 10 -3 aproximadamente.
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27. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Los ácidos débiles: No se disocian completamente. Entre más pequeña es la
constante de acidez (Ka), más débil es la acidez. Son ácidos débiles aquellos que
-3
tienen constantes de acidez menores o iguales a 1*10
AH A- + H+
c–x x x
Ka =
Constante de disociación de un ácido
Ka=
Ka( c-x) = x2
Kac- Kax= x2
x2+ Kax- Kac
10-1, 10-2, 10-3, 10-4 normal
X2 = Kac
10-5, 10-6, 10-7 simplificada
Base: sustancia capaz de donar iones OH-.
27
28. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Bases fuertes: se disocian al 100%, dona todos sus OH-. Son las bases de los
metales alcalinos y alcalinotérreos como NaOH, KOH, Ba(OH) 2, Ca(OH) 2. Kb = ∞
NaOH Na + + OH-
pOH= -log
pH = 14 + log [OH-]
Bases débiles: No se disocian completamente.
BOH B- + OH+
c–x x x
Constante de disociación de una base Kb =
Kb=
Kb( c-x) = x2
Kbc- Kbx= x2
x2+ Kbx- Kbc
10-1, 10-2, 10-3, 10-4
X2 = Kbc
10-5, 10-6, 10-7 simplificada
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29. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Ácido conjugado:
Es el producto de la adición de un protón con una base de Bronsted.
A un ácido muy fuerte le corresponde una base conjugada muy débil. A una base
muy fuerte le corresponde un ácido conjugado muy débil.
Relación entre la constante de acidez de un ácido y la constante de basicidad de
su base conjugada.
pKb = 14 – pKa
Ácidos polipróticos:
Son los que pueden donar más de 1 protón. Ejemplos: H3PO4, H2SO4, H2CO3,
H2SO3.
Primera disociación:
H2SO4 H+ + HSO4 - Ka1 = ∞
Base conjugada
Segunda disociación:
HSO4 - H+ + SO4-2
Ácido Base conjugada
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30. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Anfótero: Es aquella sustancia que se comporta como ácido y como base.
Tienen la capacidad de reaccionar consigo mismos.
El HSO4- es un anfótero. Ejemplos: H2O, HCO3- , H2PO4-, HPO4-.
El pH de un anfótero no depende de la concentración del mismo El pH de una
solución de anfótero se calcula por la semisuma de los pKa. La fórmula es igual
que para las sales cuyos iones tienen propiedades ácido-base
TEORIA DE ARRHENIUS
Definió de que, en las reacciones ácido-base de Arrhenius, se forma una sal y
agua a partir de la reacción entre un ácido y una base.5 En otras palabras, es
una reacción de neutralización.
Ácido+ + base− → sal + agua
Los iones positivos procedentes de una base forma una sal con los iones
negativos procedentes de un ácido. Por ejemplo, dos moles de la
base hidróxido de sodio (NaOH) pueden combinarse con un mol de ácido
sulfúrico (H2SO4) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio.
2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4
TEORÍA ÁCIDO-BASE DE BRØNSTED-LOWRY.
La definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos
autores Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry en 1923, se basa en la
idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los
ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H +) a
las bases, quienes a su vez, los "aceptan".8 A diferencia de la definición de
Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y
agua
Así, la definición de Brønsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero
también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que
30
31. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
no hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base,
para formar el catión amonio, su ácido conjugado:
H+ + NH3 → NH4+
Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción del
amoníaco con el ácido acético:
CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO−
Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la
disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e
hidróxido:
2 H2O H3O+ + OH−
Buffer, Tampón o Solución Reguladora:
Las soluciones reguladoras de pH son aquellas que son capaces de mantener el
pH de las mismas a pesar de que se agreguen pequeñas cantidades ya sea de
bases o de ácidos. Se preparan disolviendo un ácido y la base conjugada del
mismo par, por ejemplo ácido acético- acetato de sodio. Una solución reguladora
será más efectiva cuando la concentración del ácido y de su par conjugado sea
igual. Esto es, el pH se mantendrá en un valor igual al del pKa según la fórmula
siguiente:
Ec.de Henderson Hasselbach
Ejemplo:
1. De un buffer la concentración de hidrogeniones H+ es 1.75x10-5 su
concentración en sal es 0.1404 y de ácido es 0.3191. Calcular el pH de dicha
solución?
pH= -log
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32. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
pH= -log
pH=4.757
Consideraciones:
Mientras más se aproxime el pH al pK, más efectivo será el pK.
Mientras mayor concentración tenga el ácido y la sal mayor será la
resistencia del buffer.
3. Prepare un buffer o amortiguador de CH3-COOH y CH3COONa de pH 4.5 y
pKa es 4.757 para 0.5litros de sal a 0.5Molar
-
-
+
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33. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Calcular los gramos de CH3COONa
0.5 L x 0.5 mol/l x 82 g/mol = 20.5g Para medio litro
Calcular los gramos de CH3COOH
0.5 L x 0.904 mol/l x 60 g/mol = 27.12g Para medio litro
F. Reacciones de precipitación
Las reacciones de precipitación son aquellas en las que el producto es un sólido;
se utilizan en los métodos gravimétricos de análisis y en las titulaciones por
precipitación.
• Métodos gravimétricos:
Se basan en las mediciones de masa, donde la sustancia a analizar se convierte
en un precipitado escasamente soluble; se filtra, se lava para eliminar impurezas,
se convierte mediante el tratamiento térmico adecuado en un producto de
composición conocida y finalmente se pesa.
• Métodos por titulación:
Se basan en la medición de la cantidad de un reactivo de concentración conocida
que se consume por la sustancia a analizar, formando un precipitado. Es
necesario añadir un indicador colorido que indique el punto final de la reacción.
• Solubilidad:
Máxima cantidad de soluto que es posible disolver en un litro de agua. Cuando
está expresado en mol/L se llama solubilidad molar (s), cuando se expresa en g/L
o mg/L es solubilidad(S) .
Factores que afectan la solubilidad:
• La temperatura:
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34. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
En la mayoría de los casos la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la
temperatura; en los gases la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.
• La presión:
Para fines prácticos, la presión externa no tiene influencias sobre la solubilidad de
líquidos y sólidos pero si influye sobre la solubilidad de los gases. Ley de Henry:
la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la
disolución.
• La adición de un ion común (efecto del ion común):
Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que es
común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma
solución, dando como resultado la disminución de la solubilidad. El ion común
desplaza el equilibrio de acuerdo con el principio de LeChatelier. Ejemplo
• Efecto salino
Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que no es
común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma
solución, dando por resultado el aumento de la solubilidad.
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 82
34
35. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
I. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
En toda reacción química se cumple la Ley de la Conservación de la Masa.
Balancear una ecuación química es igualar el número de átomos, iones o
moléculas de las partes de las sustancias reactantes, sea igual al de los
productos. Para ello se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son los
números que se colocan delante de las fórmulas y que indican el número de
átomos y moléculas de cada sustancia que interviene en una reacción química.
Hay que diferenciar claramente entre el numero que se sitúa delante de las
fórmulas y los subíndices, números pequeños que se colocan en la parte inferior
de los símbolos químicos de las fórmulas. Los primero indican el número de
moléculas que intervienen en una reacción químicas y los subíndices señalan el
número de átomos que entran a formar parte de una molécula y la nueva fórmula
corresponde a otro compuesto diferente
Una ecuación química de información de las sustancias químicas que están
presentes en la reacción y de la proporción en que estas están reaccionando
Ejem:
3H2 + N2 2NH3
En esta ecuación química el hidrogeno reacciona con e el nitrógeno para formar
amoniaco; tres moléculas de hidrogeno reaccionan con una molécula de nitrógeno
para formar dos moléculas de amoniaco.
En esta ecuación química el hidrogeno reacciona con el nitrógeno para formar
amoniaco; tres moléculas de hidrogeno reaccionan con una molécula de nitrógeno
para formar dos moléculas de amoniaco.
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36. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
II. METODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS
- Balanceo por tanteo o simple inspección
- Coeficientes indeterminados
- Número de oxidación
- Ión – electrón
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación por tanteo
H2SO4 + Al (OH) Al2 (SO4)3 + H2O
Verificamos los átomos del metal: Aluminio como hay dos átomos de Al en el
segundo miembro y sólo uno en el primer miembro se multiplica por 2 al Al( OH) 3
H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + H2O
Verificamos el número de átomos del ametal: azufre. En el segundo miembro
aparecen 3 átomos de azufre y uno en el primero, luego se multiplica por 3 al
H2SO4
3H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + H2O
Verificamos el número de átomos de hidrogeno: en el primer miembro en total hay
12 átomos de hidrogeno, mientras en el segundo miembro hay dos, en
consecuencia se multiplica por 6 al H2O.
3H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + 6H2O
La verificación de átomos de oxigeno, nos sirve para verificar la ecuación está o
no correctamente balanceada. La cantidad total de átomos de oxigeno en ambas
partes debe ser la misma para que la ecuación este correctamente balanceada.
3H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + 6H2O
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37. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Comprobación
Al= 2 Al= 2
S=3 S= 3
H=12 H= 12
O= 18 O= 18
III. REGLAS PARA DETERMINAR EL ESTADO DE OXIDACIÓN
Para encontrar el número de oxidación de un átomo, se aplica las siguientes
reglas:
1) Todo elemento que se encuentra en estado LIBRE (sin combinarse) en
cualquiera de los miembros de una ecuación, tiene valencia CERO. Ejm. Nao, Ago,
, , etc.
2) El número de oxidación del hidrogeno en los compuestos es generalmente +1,
excepto en el caso de los hidruros metálicos en donde es -1. Ejem.
H+1Cl-1, ,
3) El número de oxidación de oxidación del oxígeno en los compuestos es
generalmente -2, excepto en los peróxidos en donde es -1; o en los compuestos
fluorados en donde puede ser +2. Ejem.
,
4) Los metales actúan con valencia positiva, cuando están unidos a los ametales.
Ejem:
37
38. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
5) Los ametales actúan siempre con valencia negativa, cuando están unidos a los
metales, o al hidrógeno.
6) Los elementos que no cambian de número de oxidación durante la reacción
química ni se oxidan ni se reducen.
7) La suma algebraica de los números de oxidación positivos y negativos de todos
los átomos de una molécula neutra es igual a CERO.
El número de valencias oxidadas tiene que ser igual al número total de valencias
reducidas, porque el número de electrones perdidos es igual al número de
electrones ganados. Ejem:
8) La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ión poli
atómicos, es igual a la carga del ión. Ejem:
(SO4)-2 S+6 O -8= -2
IV. REACCIONES REDOX O DE ÓXIDO REDUCCIÓN (REDOX)
Las reacciones donde hay una transferencia de electrones y variación en el
número o estado de oxidación de un elemento se denominan reacciones de óxido
– reducción. Es decir, un elemento pierde electrones y otro gana.
El término REDOX proviene de dos palabras: Reducción y Oxidación.
Red ox
e
Las reacciones redox, son aquellas reacciones químicas en los cuales los estados
de oxidación de los elementos intervienen experimentan un cambio.
38
39. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Son las reacciones en las que algunos elementos sufren cambio de valencia de
modo que su valencia en los productos es distinta a la que tienen en los
reaccionantes.
Los fenómenos de oxidación y reducción son simultáneos, pues los electrones
que ganan un elemento los pierde otro. Por eso el fenómeno se le considera
como uno solo y se le llama oxido-reducción
A. Oxidación
De acuerdo a la teoría electrónica se entiende por oxidación, a todo aquel proceso
químico donde un átomo, molécula, ión pierde electrones.
Oxidación es el aumento de valencia positiva por pérdida de electrones.
Cuando un átomo pierde electrones, decimos que se está oxidando, porque
aumenta su número de oxidación.
Ejem:
Fe++ Fe+++ + 1e-
Cuo Cu++ + 2e-
Alo Al+++ + 3e-
B. Reducción
Es aquel proceso donde un átomo, molécula o ión gana electrones.
La reducción es la disminución de valencia positiva por ganancia de electrones.
Cuando un átomo gana electrones, decimos que se está reduciendo, porque
disminuye su número de oxidación.
Ejem:
39
40. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Sn+4 + 2e- Sn+2
N+5 + 8e- N-3
Cu+2 + 2e- Cuo
+ 4e-
+ 2e-
La oxidación y reducción es un movimiento simultáneo de electrones, del
elemento que se oxida hacia el elemento que se reduce
“El número de electrones perdidos es igual al número de electrones ganados”
En la oxidación el átomo incrementa su número de oxidación, mientras que en la
reducción disminuye, por lo tanto para poder comprender mejor podemos colocar
el siguiente esquema con los números de oxidación.
OXIDACIÓN
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
REDUCCIÓN
Por ejemplo un elemento que pasa de la casilla -3 a la casilla +2 se habrá oxidado
en 5 valencias, pues habrá perdido 5 electrones; en cambio un elemento que
haya pasado de la casilla +4 a la +1 se habrá reducido en 3 valencia por ganancia
de 3 electrones.
V. AGENTES OXIDANTES Y AGENTES REDUCTORES
Son agentes oxidantes, las sustancias que originan la oxidación de otras. Para
que una sustancia se oxide (pierda electrones) es necesario la presencia de otra
sustancia que pueda recibir dichos electrones. AGENTE OXIDANTE.
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41. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Son agentes reductores, las sustancias que originan la reducción de otras. Para
que una sustancia se reduzca (gane electrones) es necesario la presencia de otra
sustancia que pueda otorgar dichos electrones AGENTE REDUCTOR
Oxidación = pérdida de electrones
Reducción = ganancia de electrones
Oxidante = agente que recibe los electrones
Reductor = agente que entrega los electrones
Nao + Clo Na+1 Cl-1
El Na, en el primer miembro actúa con valencia cero porque está al estado libre;
en el segundo miembro actúa con +1, por lo tanto se ha oxidado, debido a que ha
perdido 1 electrón. ( El Cl ha actuado de agente oxidante)
El Cl, en el primer miembro actúa con valencia cero porque está al estado libre;
en el segundo miembro actúa con -1, se ha reducido porque ha ganado 1 electrón
( el Na ha actuado como agente reductor)
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 82-
108
41
42. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
BALANCEO DE ECUACIONES REDOX
I. MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN O REDOX
Para lo cual debemos seguir los siguientes pasos:
a) Se escribe la ecuación esquemática a balancear:
HNO3 + HI NO + I2 H2O
b) Se identifican los átomos que se oxidan o que se reducen:
+1+5-2 +1-1 +2-2 0+1 -2
HNO3 + HI NO + I2 H2O
Como se observa, los elementos que cambian de valencia son el N y I
Oxida: I-1 -2e- (se oxida en dos valencias una
para cada yodo)
Reduce: N+5 -3e- N+2 ( se reduce en tres valencias)
c) Una vez identificados los átomos que se oxidan y que se reducen, se forman
semireacciones balanceadas de tal manera que existan igual cantidad de átomos
42
43. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
en ambos lados, enseguida se determina el número de electrones ganados y
perdidos intercambiando los números de oxidación.
I-1 -2e- (x3) (a)
N+5 -3e- N+2 (x2) (b)
d) Se igualan las cargas haciendo que el número de electrones perdidos sea igual
al número de electrones ganados, inmediatamente se suman ambas reacciones.
En este ejemplo, se multiplica por 3 la semireacción (a) y por 2 a la semireacción
(b)
6I-1 -6e- 3
2N+5 -6e- 2N+2
Sumando 6I-1 + 2N+5 3 + 2N+2
e) Los coeficientes obtenidos se colocan en la ecuación planteada.
2HNO3 + 6HI 2NO + 3I2 H2O
f) Se termina de balancear por tanteo:
Los 8 átomos de H en la izquierda deben igualarse con 8 átomos de H a la
derecha; luego, debemos multiplicar por 4 al H2O a la derecha, entonces la
ecuación final y completa será:
2HNO3 + 6HI 2NO + 3I2 4H2O
43
44. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
EJERCICIOS PROPUESTOS
1) HgCl2 + SnCl2 SnCl4 +HgCl
2) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 K2SO4+MnSO4+Fe2 (SO4)3+H20
II. MÉTODO DEL ION ELECTRÓN
Se utiliza para balancear ecuaciones iónicas dependiendo del medio donde se
realiza (ácido, básico, neutro).
La mayor parte de las reacciones que ocurren en el Laboratorio, se realizan en
disolución acuosa, está puede ser acida, básica o neutra en estos casos,
generalmente se dan todos los reactivos o productos, si no solamente aquellos
que han sufrido cambios en estados de oxidación, el resto de los datos deben ser
puestos por uno mismo.
Ejemplo 1:
Balancear la siguiente ecuación en medio acido:
44
45. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
+ H2SO3 Mn+2 + (SO4)-2
1) Con los átomos que han cambiado el número de oxidación se forman
semirreacciones; en donde: el número de átomos de cada elemento será el
mismo para ambos lados.
+7 -2
+1 +4 -2
H2SO3
Luego: Mn+7 Mn+2
S+4 S+6
2) Se determinan el número de electrones ganados y perdidos para ambas
semireacciones.
Luego:
Mn+7 +5e- Mn+2
S+4 +2e- S+6
3) Se balancean ambas semireacciones; en donde: el número de electrones
ganados es igual a los perdido, esto se logra multiplicando por 2 la semireacción I
y por 5 ala semi reacción (II)
2Mn+7 +10e- 2Mn+2
5S+4 - 10e- 5 S+6
2Mn+7 + 5S+4 2Mn+2 + 5 S+6
4) Los coeficientes así obtenidos se colocan en la ecuación planteada
2 + 5 H2SO3 2 Mn+2 + 5(SO4)-2
45
46. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
5) Se balancean; por cada carga positiva se usa H+ y por cada carga negativa se
usa OH-
En medio acido se usa H+ para igualar las cargas positivas
En medio básico se usa OH- para igualar las cargas negativas
En medio neutro se usa H+ o OH- pero en el segundo miembro de la
ecuación
En el ejemplo en medio acido usaremos H+
2 + 5 H2SO3 2 Mn+2 + 5(SO4)-2
2(-1) + 5(0) 2(+2) + 5(-2)
-2 -6
Faltan 4 cargas positivas a la derecha, por lo tanto se debe agregar 4H+
2 + 5 H2SO3 2 Mn+2 + 5(SO4)-2 +4H+
6) Se balancean los átomos de hidrogeno añadiendo H2O a algunos de los
miembros de la ecuación. En el ejemplo hay1 OH en el primer miembro, en
consecuencia, se añade 3
H2O para que en total haya 1 OH en el segundo miembro.
2 + 5 H2SO3 2 Mn+2+ 5(SO4)-2 +4H+ +3H2O
Ejemplo 2:
Balancear la siguiente ecuación en medio básico
+ )-2 +
46
47. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
1) Se detectan los átomos que sufren cambio en el número de oxidación
+7 +3 +6 +5
-2
+ +
2) Se determinan la ganancia y pérdida de electrones en cada semireacción:
Mn+7 +1e- Mn+6
N+3 -2 e- N+5
3) Se balancean cargas y se suman ambas semireacciones es.
2Mn+7 +2e- 2Mn+6
N+3 -2 e- N+5
2Mn+7 + N+3 2Mn+6 + N+5
4) Los coeficientes se colocan en la ecuación planteada y luego se balancean
cargas OH- por ser el medio básico
-2
2 + 2 +
2(-1) + 1(-1) 2(-2) + 1(-1)
-3 -5
Se observa que faltan 2 cargas negativas en el primer miembro; en consecuencia
se agregan 2 OH- al primer miembro
-2
2 + + 2 2 +
5) Se balancean los átomos de hidrógeno añadiendo agua
47
49. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
2) Ajuste la ecuación en medio básico
- - =
+ +
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 82-
108
49
50. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
ENLACES QUÍMICOS
I. CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO
Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.
Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten
electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de qué forma se
unirá un átomo con otro y las características del enlace.
A. REGLA DEL OCTETO.
El último grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de los
gases nobles, son los elementos más estables de la tabla periódica. Esto se
debe a que tienen 8 electrones en su capa más externa, excepto el Helio que
tiene sólo 2 electrones, que también es una configuración estable.
Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten
electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo
(excepto los cuatros primeros elementos), esto es lo que se conoce como la
regla del octeto.
II. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
La energía de ionización. es la cantidad de energía que se requiere para retirar
el electrón más débilmente ligado al átomo. La energía de ionización en los
periodos aumenta de izquierda a derecha y en los grupos, aumenta de abajo
hacia arriba.
Los metales tienen bajas energía de ionización y fácilmente ceden sus
electrones. En cambio, los no metales tienen alta energía de ionización y
difícilmente ceden sus electrones.
50
51. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
III. AFINIDAD ELECTRÓNICA
Cantidad de energía desprendida o absorbida cuando un átomo gana un
electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar electrones. La
afinidad electrónica aumenta en los periodos de izquierda a derecha, y en los
grupos de abajo hacia arriba.
IV. ENLACE IÓNICO
A. CARACTERÍSTICAS:
Está formado por metal y no metal
No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones
negativos) y cationes (iones positivos).
Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan
electrones formando aniones.
B. FORMACIÓN DE ENLACES IÓNICOS
Ejm: NaF
Na: metal del grupo IA ENLACE IÓNICO
F: no metal del grupo VIIA
Para explicar la formación del enlace escribimos la configuración electrónica de
cada átomo:
11Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Electrones de valencia = 1
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52. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
9F: 1s2, 2s2, 2p5 Electrones de valencia = 5 +2 = 7
Si el sodio pierde el electrón de valencia, su último nivel sería el 2, y en éste
tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ión positivo) Na1+.
El flúor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar su
octeto, si acepta el electrón que cede el sodio se forma un anión (ion negativo)
F1-.
Esta transferencia de electrones entre el sodio y el flúor, permite que ambos
elementos tengan 8 electrones en su nivel más externo.
La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma:
Como el catión es quien cede los electrones, éstos no se indican.
Pero en el anión si ya que está ganando electrones. Se representa con rojo el
electrón que ganó el flúor, completando así su octeto.
Otro ejemplo: MgBr2
Mg: metal del grupo II A
Br: no metal del grupo VIIA
METAL + NO METAL IÓNICO
No es necesario hacer la configuración sino solo la estructura de Lewis de cada
elemento. Recuerde, el número de grupo en romano, para los
representativos, indica el número de electrones de valencia. Nosotros solo
usaremos compuestos formados por elementos representativos.
El átomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para
completar el octeto.
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53. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
ANIÓN
CATIÓN
ANIÓN
Los átomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos electrones
cedidos por el Mg, el cual también queda con 8 electrones en un nivel más bajo
IV. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes
características:
Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o un gas.
Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
Son solubles en solventes polares como el agua.
En disolución acuosa, son buenos conductores de la corriente eléctrica.
V. ENLACE COVALENTE
A. CARACTERÍSTICAS.
Está basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni
pierden electrones, COMPARTEN.
Está formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo
del compuesto que se forma.
B. FORMACIÓN DE ENLACES COVALENTES
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54. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas Cl2,
cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus
átomos se unen por enlaces covalentes.
El cloro es un elemento del grupo VII A
El átomo de cloro sólo necesita un electrón para completar su octeto. Al unirse
con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón desapareado y se forma
un enlace covalente sencillo entre ellos.
Este enlace se representa mediante una línea entre los dos átomos.
La línea roja representa un enlace covalente sencillo, formado por dos
electrones. Estos electrones se comparten por igual por ambos átomos.
O2 La molécula de oxígeno también es diatómica. Por ser del grupo VIA la
estructura de Lewis del oxígeno es:
Al oxígeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada
oxígeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al final
ocho electrones. Por lo tanto el total de electrones disponibles es:
2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10.
Estos 10 e- se colocan por pares al azar entre los dos átomos.
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55. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Ahora revisamos cuántos electrones tiene cada átomo alrededor. Observamos
que el oxígeno de la derecha está completo, mientras que el de la izquierda
tiene solo seis.
Recuerde que el enlace indicado con la línea, cuenta como 2 para ambos
átomos. Entonces uno de los Enlace pares que rodean al oxígeno de la
derecha, se coloca entre los dos átomos formándose un doble enlace, y de esa
forma los dos quedan con 8 electrones. Covalente
La molécula queda formada por un enlace covalente doble, 2 pares de
electrones compartidos y 4 pares de electrones no enlazados.
N2 El nitrógeno, otra molécula diatómica, está ubicado en el grupo VA, por
lo tanto cada nitrógeno aporta 5 electrones x 2 átomos = 10 electrones, menos
los dos del enlace inicial son un total de 8 electrones.
Ambos átomos están rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada uno de
ellos compartirá uno de sus pares con el otro átomo formándose un triple
enlace.
La molécula queda formada por un enlace covalente triple, 3 pares de
electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados.
En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o más, siempre debe
seleccionarse un átomo como central para hacer el esqueleto básico del
compuesto. Para esto se siguen las siguientes reglas:
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56. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
El átomo central es de un elemento unitario (o sea que solo hay un átomo de ese
elemento en la molécula).
El oxígeno y el hidrógeno no pueden ser átomos centrales.
El carbono tiene preferencia como átomo central sobre el resto de los elementos.
En compuestos que contengan oxígeno e hidrógeno en la misma molécula, el
Ejemplos:
hidrógeno nunca se enlaza al átomo central, sino que se enlaza al oxígeno, por
ser éste el segundo elemento más electronegativo.
El hidrógeno no cumple la regla del octeto, sino que es estable al lograr la
CO2configuracióncarbono)
(dióxido de del gas noble helio con 2 electrones en su último nivel.
Los átomos deben acomodarse de tal forma que la molécula resulte lo más
simétrica posible.
TRES ÁTOMOS NO METÁLICOS COVALENTE
Las estructuras de Lewis del carbono y el oxígeno son:
El carbono es un elemento muy especial, y sus característica han demostrada
que acomoda sus electrones de valencia de la manera indicada.
Total de electrones de valencia:
C 1 x 4 electrones = 4 electrones
O 2 x 6 electrones = 12 electrones + 116 electrones
El carbono es el átomo central, por lo que se gastan cuatro electrones, y los 12
restantes se acomodan en pares al azar.
En esta estructura sólo el carbono ha completado su octeto, entonces los pares
no enlazantes del carbono, son los que deben compartirse con cada oxígeno
para que éstos también completen su octeto. La estructura final sería:
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57. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
La estructura está formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares de
electrones no enlazantes y 4 pares enlazados.
HNO3 (ácido nítrico)
H, N y O son tres no metales entonces el tipo de enlace es covalente. Las
estructuras de Lewis son:
Electrones de valencia totales:
H 1 x 1e- = 1
N 1 x 5 e- = 5
O 3 x 6 e- = 18 +
24 electrones de valencia totales
El nitrógeno es el átomo central, por lo que se ocupan tres enlaces covalentes
para enlazar los oxígenos y uno más para enlazar el hidrógeno a uno de los
oxígenos. Recuerde que una de las reglas establece que:
En compuestos que contengan oxígeno e hidrógeno en la misma molécula, el
hidrógeno nunca se enlaza al átomo central, sino que se enlaza al oxígeno, por ser
éste el segundo elemento más electronegativo.
Se selecciona el oxígeno que está abajo porque de esta forma la molécula es
más simétrica.
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58. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Son cuatro enlaces covalentes, por tanto a los 24 total le restamos 8 y resultan
16 electrones que se acomodan por pares en forma aleatoria en los oxígenos y
el nitrógeno. Recuerde que el hidrógeno se completa con 2 electrones, porque
adquiere la estructura estable del primero de los gases nobles, el helio
Los oxígenos laterales están completos, el nitrógeno y el hidrógeno también lo
lógico sería pensar que el nitrógeno coloque su par no enlazante de tal forma
que se complete el octeto del oxígeno, pero esto no es correcto, porque el
oxígeno solo puede formar 2 enlaces, y de esa manera tendría tres así como el
carbono forma máximo 4 enlaces, el nitrógeno forma 3 y el oxígeno solo forma
2 por lo tanto, ese doble enlace que necesita la estructura debe estar entre el
nitrógeno y uno de los oxígenos laterales:
Es cierto que la estructura no tiene simetría, pero no hay otra forma de
acomodarla y esta es la correcta.
Por tanto la estructura de HNO3 tiene:
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59. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
4 enlaces covalentes, 3 sencillos y uno doble
5 pares de electrones enlazados
14 electrones no enlazados (7 pares)
Para comprobar que sus respuestas son lógicas los electrones enlazados + los
no enlazados = electrones totales de valencia. SO3 (trióxido de azufre)
Electrones de valencia:
S 1 x 6 e- = 6
O: 3 x 6 e- = 18 +
24
24 – 6 = 18 electrones colocados al azar.
Uno de los electrones enlazados está incompleto. El azufre coloca su par no
enlazante con ese oxígeno
La estructura tiene:
3 enlaces covalentes, uno doble y dos sencillos.
8 electrones compartidos (4 pares)
16 electrones no enlazados (8 pares)
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60. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
VI. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Las características de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:
Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de
la materia: sólido, líquido o gaseoso.
Sus disoluciones no conducen la corriente eléctrica
Son solubles en solventes no polares como benceno, tetracloruro de
carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua
En términos generales, tienen bajos puntos de fusión y de ebullición.
Son aislantes del calor y la electricidad
VII. TIPOS DE ENLACES COVALENTES
A. ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un átomo, a
atraer hacia si los electrones. La electronegatividad aumenta en los periodos de
izquierda a derecha y en los grupos de abajo hacia arriba, tal y como sucede
con la afinidad electrónica y al energía de ionización. Linus Pauling, fue el
primer químico que desarrolló una escala numérica de electronegatividad.
En su escala, se asigna al flúor, el elemento más electronegativo, el valor de 4.
El oxígeno es el segundo seguido del cloro y el nitrógeno.
A continuación se muestra los valores de electronegatividad de los elementos.
Observe que no se reporta valor para los gases nobles por ser los elementos
menos reactivos de la tabla periódica.
60
61. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
B. ENLACE POLAR Y NO POLAR
La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un
enlace.
Cuando se enlazan dos átomos iguales, con la misma electronegatividad, la
diferencia es cero, y el enlace es covalente no polar, ya que los electrones son
atraídos por igual por ambos átomos.
El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la
diferencia de electronegatividad, en términos, generales es el siguiente:
Casi todos los compuestos que contienen enlaces covalente polares; quedan
comprendidos entre los extremos de lo covalente no polar y lo iónico puro.
Por tanto, en el enlace covalente polar los electrones se comparten de manera
desigual, lo cual da por resultado que un extremo de la molécula sea
parcialmente positivo y el otro parcialmente negativo.
Esto se indica con la letra griega delta (d). H Cl
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62. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
El átomo más electronegativo, en éste caso es el cloro, que adquiere la carga
parcial negativa, y el menos electronegativo, es el hidrógeno que adquiere la
carga parcial positiva.
VIII.ENLACE COVALENTE COORDINADO
En este tipo de enlace el átomo menos electronegativo aporta los dos
electrones que forma el enlace.
Ejemplo:
Realizamos la estructura de Lewis del H2SO4 formado por tres no metales y
por tanto un compuesto covalente
Electrones totales:
H 2 x 1e- = 2
S 1 x 6e- = 6
O 4 x 61e- = 24 +
32 electrones totales
Ahora haremos la estructura indicando los electrones que cada átomo aporta:
62
63. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Se han utilizado 12 electrones, por tanto quedan 32-12 = 20 electrones que
deben acomodarse por pares en los oxígenos.
Observe la estructura con atención. El oxígeno de arriba y el de abajo aparecen
con 7 puntitos rojos (electrones del oxígeno) siendo que el oxígeno solo tiene
seis, mientras que el azufre aparece con solo 4 puntos azules (4 electrones)
siendo que también tiene seis. En un enlace covalente no se pierden ni se
ganan electrones, solo se comparten y se acomodan de la forma más
conveniente, por lo tanto, la estructural real es:
La estructura muestra dos enlaces covalentes coordinados y 4 enlaces que no
lo son porque cada átomo aportó un electrón al enlace. Un enlace covalente
coordinado en nada se puede distinguir de un covalente típico, ya que las
características del enlace no se modifican.
IX. ENLACE METÁLICO
A. LOS ELECTRONES LIBRES Y LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN
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64. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Muchas veces hemos observando un fenómeno conocido como corrosión, que
es la conversión de un metal en un compuesto metálico por una reacción entre
el metal y alguna sustancia del ambiente. Cuando un ion, átomo o molécula
incrementa su carga positiva decimos que se oxida, pierde electrones. Los
metales tienden a tener energía de ionización bajas y por tanto se oxidan
(pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas).
Los enlaces metálicos se encuentran en metales sólidos como el cobre, hierro
y aluminio. En los metales, cada átomo metálico está unido a varios átomos
vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse a través
de toda la estructura tridimensional. Los enlaces metálicos dan lugar a las
propiedades características de los metales.
Hoy se acepta que el enlace metálico no es precisamente entre átomos, sino
un enlace entre cationes metálicos y sus electrones. El modelo más sencillo
para explicar este tipo de enlace propone un ordenamiento de cationes en un
“mar” de electrones de valencia.
B. PROPIEDADES DE LOS METALES EN FUNCIÓN DEL ENLACE
METÁLICO
CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA.-
Para explicar la conductividad eléctrica, se utiliza un modelo propuesto por
Drude conocido como el modelo del gas de electrones. En este modelo se
considera que los electrones más alejados del núcleo están des localizados, es
decir, que se mueven libremente, por lo que pueden hacerlo con rapidez, lo que
permite el paso de la corriente eléctrica.
MALEABILIDAD Y DUCTIBILIDAD.-
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65. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Estas propiedades se deben a que las distancias que existen entre los átomos
son grandes; al golpear un metal, las capas de átomos se deslizan fácilmente
permitiendo la
deformación del metal, por lo que pueden laminarse o estirase como hilos.
X. FUERZAS INTERMOLECULARES
En los líquidos y en los sólidos, podemos distinguir tres tipos de fuerzas:
_ Interiónicas
_ Intramoleculcares
_ Intermoleculares
FUERZAS INTERIÓNICAS.-
Son las que se dan entre iones. Son las más intensas ya que son de tipo
electrostático, aniones y cationes que se atraen entre sí. A esto se deben los
altos puntos de fusión de los compuestos iónicos.
FUERZAS INTRAMOLECULARES.-
Son las que existen entre los átomos que forman una molécula.
FUERZAS INTERMOLECULARES.-
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66. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Son mucho más débiles que las intramoleculares. Son las fuerzas que unen a
las moléculas. También se conocen como fuerzas de van de Waals, en honor
al físico holandés Johannes van der Waals, porque fue el primero en poner de
relieve su importancia.
Las fuerzas intermoleculares en orden decreciente de intensidad son:
_ Puentes de hidrógeno
_ Fuerzas dipolares
_ Fuerzas de London
XI. DIPOLOS INDUCIDOS Y DIPOLOS INSTANTÁNEOS
Las moléculas polares, que tienen centros separados de carga no equilibrados,
reciben el nombre de dipolos.
Si estos dipolos se acercan, el extremo positivo de una molécula atrae al
extremo negativo de otra. Estas fuerzas bipolares pueden estar presenta en
toda la estructura de un líquido o un sólido
En general las fuerzas entre dipolos son más débiles que las que se ejercen
entre iones, pero más intensas que las de moléculas no polares de tamaño
comparable.
La formación de dipolos instantáneos es una característica de la fuerzas de
dispersión o de London y se analizarán en ese punto.
XII.PUENTES DE HIDRÓGENO
Son un tipo de fuerzas que se presentan en molécula polares que contienen
átomos de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o nitrógeno. Estás fuerzas son
más intensas que las atracciones dipolodipolo.
A) CARACTERÍSTICAS DEL AGUA.-
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67. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Las moléculas de agua están unidas por puentes de hidrógeno y es
precisamente este tipo de fuerza intermolecular la que da al agua ciertas
características especiales.
En la siguiente estructura de Lewis se indica en forma punteada en color rojo el
puente de hidrógeno.
El modelo en barras y esferas
Las líneas azules son enlaces covalentes, y la línea punteada roja es un puente
de hidrógeno. Éste último es más débil que un enlace covalente.
Para pasar del estado sólido al líquido debe suministrarse energía para vencer
la fuerza de atracción entre las moléculas. Los puentes de hidrógeno son
fuerzas intermoleculares fuertes, por lo que ha medida que el hielo empieza a
fundirse a 0°C, algunos de los puentes de hidrógeno se rompen, pero no todos.
El requerimiento de energía es mayor que en aquellos compuestos donde no
hay puentes de hidrógeno, sino otro de tipos fuerzas intramoleculares, lo cual
explica el elevado punto de fusión del agua.
67
68. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
Si elevamos la temperatura del agua líquida a 100°C, disminuye la cantidad de
puentes de hidrógeno. Al cambiar su estado de líquido a gaseosos, casi todos
los puentes de hidrógeno se rompen. La cantidad de energía para lograr este
rompimiento, es mayor que la cantidad de energía requerida por sustancias
que no tienen este tipo de enlace entre sus moléculas. Esto explica el elevado
punto de ebullición del agua.
Las moléculas de los sólidos siempre están más cercanas que en los líquidos,
pero al enfriarse el agua la formación de puentes de hidrógeno entre sus
moléculas, da como resultado una estructura con gran cantidad de espació
vacío que es la estructura del hielo.
Esta es la razón por la que la densidad del agua sólida es menor que el agua
líquido, lo cual es muy conveniente para la conservación de los ecosistemas
acuáticos. Si el hielo no flotara sobre el agua se hundiría, y los lagos y mares
se congelarían de abajo hacia arriba y ningún ser vivo podría permanecer en
esas condiciones.
B) OTROS COMPUESTOS CON PUENTES DE HIDRÓGENO
Las molécula del NH3 (amoniaco) y del HF (ácido fluorhídrico) también se unen
por puentes de hidrógeno.
Las moléculas que se unen por puente de hidrógeno tienen las siguientes
características comunes:
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69. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
1. Cada molécula tiene un átomo de hidrógeno unido en forma covalente con
un átomos de alta electronegatividad: flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N), el
átomo más electronegativo adquiere una carga parcial negativa y el hidrógeno
una carga parcial positiva.
2. El hidrógeno es atraído hacia el par electrónico no enlazado de un átomo de.
flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N).
3. En este tipo de compuestos, el extremo positivo de la molécula está dirigido
al extremo negativo de la otra molécula.
Otros compuestos oxigenados que también forman puentes de hidrógeno son
el CH3OH (metanol), el C2H5OH (etanol) y algunos otros alcoholes.
XIII.FUERZAS DE VAN DER WAALS
Con este nombre genérico se designan las fuerzas intermoleculares: los
puentes de hidrógeno y las interacciones dipolodipolo ya descritas y las fuerzas
de London
XIV.FUERZAS DE LONDON
Este tipo de fuerzas también se conocen como fuerzas de dispersión y son las
que mantienen unidas moléculas no polares tales como las diatómicas como el
Br2, Cl2, H2, etc. Van der Waals, físico holandés, ganador del premio Nobel de
física en 1910, propuso que en los átomos o moléculas no polares, la
distribución electrónica homogénea, no es una característica permanente, ya
que el continuo movimiento de los electrones, y la vibración de los núcleos,
pueden originar en determinado momento la aparición de zonas con exceso de
electrones y otras sin ellos, formando dipolos instantáneos.
Por ejemplo en la molécula de H2, los dos electrones están en promedio entre
los dos núcleos, los cuales los comparten por igual., pero en un instante dado
pueden estar éstos en un extremo de la molécula dando origen a dipolos
instantáneos, el cual puede inducir un dipolo momentáneo similar en una
69
70. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
molécula cercana. Si los electrones de una molécula están en un extremo, los
electrones de la siguiente molécula se alejan, dando lugar a una atracción del
extremo rico en electrones al extremo pobre en ellos. Estas pequeñas y
momentáneas fuerzas se conocen como fuerzas de dispersión o fuerzas de
London.
En las moléculas no polares más grandes, las fuerzas de dispersión son
mayores, ya que la nube electrónica es mayor y los electrones del nivel más
externo están menos sujetos, por esto las moléculas grandes son más
polarizables que las pequeñas. Así por ejemplo, las fuerzas de dispersión del
Br2 y el I2 son mayores que las del F2.
Aún cuando las fuerzas de London son débiles, su efecto en conjunto es
importante en las sustancias formadas por moléculas no polares grandes.
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág
329-330-333
70
71. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
QUIMICA DE COORDINACIÓN
DEFINICIÓN DE COMPUESTO DE COORDINACIÓN
Un compuesto de coordinación es el conjunto formado por un átomo o ión
metálico central, rodeado por un número de iones, átomos o moléculas, que
reciben el nombre de ligandos.
La formación de un compuesto de coordinación se puede interpretar como una
reacción entre un ácido de Lewis y una base de Lewis, entre los que se
establece un enlace covalente coordinado o dativo
1.1. COMPUESTOS DE COORDINACIÓN
Los metales de transición tienen una tendencia a formar iones complejos que
los distinguen. Una especie neutra que contiene uno o más iones complejos se
denomina compuestos de coordinación.
Los compuestos de coordinación por lo generalmente tienen formulas bastante
complicadas en las que se encierra el ion complejo entre corchetes. Así,
[Ni(NH3)6]Cl2 es un compuesto de coordinación. La mayoría de los metales en
los compuestos de coordinación, pero no todos, son metales de transición.
Las moléculas o iones que rodean a un metal en un ión complejo se denominan
ligantes. Las interacciones entre un átomo metálico y los ligantes se pueden
interpretar como reacciones ácido – base de Lewis.
Si recordamos una base de Lewis es una sustancia capaz de donar uno o más
pares de electrones. Cada ligante tiene por lo menos un par libre de electrones
de valencia como se muestra en estos ejemplos:
71