Modulo de quimica sistemas by mhsalazarv

UNIVERSIDAD NACIONAL DE CHIMBORAZO

FACULTAD DE INGENIERIA

MODULO DE QUÍMICA

UNIDAD I CONCEPTOS GENERALES 1.1 CONCEPTO DE QUÍMICA La Química puede definirse como una ciencia natural que estudia:      

la estructura de la materia, sus propiedades o características, su composición, sus cambios, los factores o condiciones que afectan esos cambios, las energías consumidas o liberadas en esos cambios.

La materia es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa de a cuerdo a la teoría física de la relatividad ; la materia tiene 4 manifestaciones o propiedades fundamentales que son : MASA, ENERGIA ESPACIO y TIEMPO. De las 4 manifestaciones o propiedades de la materia; la masa y la energía son las que mas se manifiestan en forma cuantitativa de las transformaciones químicas, sin olvidar que todos los cambios ocurren en un espacio y tiempo determinados. La materia se presenta en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. La temperatura y la presión determinan el estado de la materia.

1.2 CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA En la naturaleza los diversos materiales se presentan en forma de: a) Sustancias puras. Dentro de esta presentación tenemos a los elementos y los compuestos. Un elemento es aquella sustancia que no puede descomponerse por métodos químicos en otra más sencilla. Los elementos conocidos se encuentran clasificados en la tabla periódica en total son 105. Los Compuestos resultan de la combinación de 2 o más elementos en una proporción definida, los elementos unidos pierden sus propiedades individuales (moléculas o iones). Los compuestos pueden separarse por métodos químicos. Ejemplos: NaCl, CO2,HCl etcétera. Los compuestos se representan mediante una fórmula química, en la cual se indican los elementos y la relación en que lo hacen. Por ejemplo, en la formula molecular del agua H2O el subíndice representa la cantidad de átomos de respectivo elemento en una molécula del compuesto. Cuando no hay subíndices la cantidad de átomos es igual a uno, por lo tanto, en una molécula de agua hay dos átomos del elemento hidrógeno y uno del elemento oxígeno para dar un total de tres átomos. En algunos compuestos como el hidróxido de calcio, representado por Ca(OH)2 se debe considerar el subíndice del paréntesis para establecer la cantidad total de átomos; en este caso, el

2 compuesto tiene un átomo de calcio, dos átomos de oxígeno y dos átomos de hidrógeno dando un total de átomos. b) Mezclas . Resultan de la unión física de 2 o mas sustancias (elementos o compuestos) que al hacerlo conservan sus propiedades individuales. La composición de la mezcla es variable y sus componentes siempre podrán separarse por medios físicos. Dependiendo del número de fases que presentan las mezclas estas se dividen en: Mezclas homogéneas: (Una fase) El aspecto y la composición son uniformes en todas las partes de la misma. Pueden ser:  Líquidas como: los refrescos y sueros  Sólidas como: el cemento y la pólvora )  Gaseosas (como el aire y el gas GLP) Mezclas heterogéneas: (Varias fases). Presentan componentes individuales que pueden observarse como tales. Pueden ser:  Coloides como: la mayonesa y la gelatina.  Suspensiones como: jugos de frutas, y algunos medicamentos La figura 1.1 resume la clasificación de la materia, contenida en los párrafos anteriores.

Fig 1.1 Clasificación de la materia

1.3 PROPIEDADES DE LA MATERIA Para poder estudiar y entender que es la materia y como se comporta es necesario estudiar sus propiedades. Las cuales se clasifican como: generales ó extensivas y específicas ó intensivas. Propiedades generales de la materia o extensivas. Son aquellas propiedades de un cuerpo cuyo valor medible depende de la cantidad de masa, ejemplos: volumen, peso, número de moles. Estas propiedades las presentan todos los cuerpos, por lo que no se emplean para diferenciar una sustancia de otra. 

Masa. Medida de cantidad de materia de un cuerpo y que no varia de un lugar a otro en el universo.



Volumen. Es el espacio que ocupa un cuerpo, se determina por tres coordenadas tridimensionales y depende de su forma. Sus unidades son: cm3 = 1ml ó dm3 = 1L ó m3. Ejemplo 1. Determine el volumen en cm3 de un trozo de metal de forma esférica y cuyo radio es 2 cm. Solución:

Volumen de una esfera Reemplazando: Respuesta



4 V    r3 3 4 V   3.1416  2 3 3 V  33.51 cm3

Peso. Es la fuerza de atracción de la tierra sobre la masa un cuerpo. Ejemplo 2. Si una persona pesa 70 kg en la tierra, si sale al espacio fuera de la gravedad terrestre, posiblemente pese menos, pero su volumen seguirá siendo el mismo. (Constante).



Número de moles. Es una medida de la cantidad de partículas de un cuerpo numéricamente es igual al número de Avogadro 6.023x10 23 átomos o moléculas para un elemento o un compuesto respectivamente.

Propiedades intensivas o específicas de la materia. Estas propiedades no las presentan todos los cuerpos, ya que no dependen de la cantidad de masa, son importantes porque permiten distinguir a un cuerpo de otro. Pueden ser físicas como: la densidad, la conductividad eléctrica y maleabilidad, o químicas como: la electronegatividad, la acidez y la combustibilidad,.

4 

Densidad. Es la relación que existe entre la masa y el volumen de un cuerpo. Se mide generalmente en Kg/m3 ó g/ml y se determina mediante la ecuación:

 

m V

donde:

(1.1)

 = Densidad m = masa = Volumen V

La tabla 1.1 presenta la densidad de algunas sustancias. Sustancia Agua Aceite Gasolina Plomo Acero Mercurio Madera Aire Butano Dióxido de carbono Diamante

Densidad en kg/m3 1000 920 850 11300 7800 13600 900 1,3 2,6 1,8 3510

Densidad en g/ml 1 0,92 0,85 11,3 7,8 13,6 0,9 0,0013 0,026 0,018 3,51

Tabla 1.1 Densidad de algunas sustancias

Ejemplo 3. Una persona encontró una mina con sustancias cristalinas parecidas a los diamantes, deseando saber, si efectivamente había encontrado diamantes realizó una prueba. Colocó una probeta de un litro con agua hasta un volumen de 200 mililitros, después sumergió una de las piedras que previamente había pesado, y cuya masa era de:70.2g. Observó que el volumen aumentó a 220 mililitros y se hizo la siguiente pregunta. ¿Serán diamantes? Solución: Para la solución del problema construimos la siguiente tabla Datos. vf=220 ml vi=200 ml m=70.2 g

Fórmulas. v=vf-vi d=m/v

Sustituciones. 220-200=20 ml 70.2/20

vf = volumen final vi = volumen inicial

Se trata de diamantes pues el resultado es 3,51 g/ml que corresponde a la densidad de dicha suatncia.

5 Ejemplo 4. ¿Cuál es la densidad de 750 ml. de gasolina, cuya masa es de: 637.5 g. Solución : Datos. Fórmula. Sustitución m=637.5g d=m/v 637.5/750 ml v=750 ml La densidad de la gasolina es 0,85 g/ml Ejemplo 5. La densidad del agua a 4 °C es 1,000 g/ml = 62,4 lb/pie3 ¿Cual será la densidad del agua a 25 °C? Solución: Como la densidad del agua no varía mas de un medio por ciento en todo el intervalo de temperatura entre 0°C y 30 °C, el valor redondeado a 25 °C sigue siendo 1,000 g/ml 

Conductividad eléctrica. Es la capacidad de los materiales de conducir corriente eléctrica.



Maleabilidad . Facilidad de ciertos materiales para poder moldearse.



Oxidación. Facilidad de una sustancia para perder electrones.



Acidez. Es la característica que presentan ciertas sustancias para ceder protones.



Elasticidad. Es la facilidad de un cuerpo para estirarse por una fuerza y volver a recuperar su forma al desaparecer esa fuerza. Este fenómeno lo observamos cuando estiramos una liga.



Combustibilidad . Es la capacidad de ciertas sustancias para poder arder fácilmente.



Electronegatividad. Fuerza para atraer electrones por parte de un elemento durante la formación de un enlace.

1.4 MASA Y ENERGIA Durante mucho tiempo el concepto materia y masa se tomaron como sinónimos; sin embargo a principios del siglo XX Albert Einstein, demostró en su ecuación que la masa y la energía son dos componentes de la materia, pudiéndose interconvertir una en la otra. La energía es la capacidad de producir trabajo y dado que toda acción o trabajo en la naturaleza implica energía esta se presenta en varias formas siendo las principales:

6          

Energía Mecánica (cinética y potencial) Energía Hidráulica Energía Química Energía Luminosa Energía Eólica Energía Solar Energía Eléctrica Energía Térmica o Calorífica Energía Atómica o nuclear Energía Geotérmica

Todas las formas de energía están relacionadas y pueden transformarse en una serie de formas de energía. Ejemplo 6. En una central eléctrica la energía potencial determinada por la posición del agua en lo alto del reservorio, desciende por los tubos transformándose en energía cinética, que se convierte en eléctrica al mover los generadores y posteriormente en luminosa al ser utilizada para encender una bombilla; de igual forma la energía eléctrica puede volver a convertirse en mecánica al ser utilizada en un motor eléctrico. Las transformaciones de materia y energía están expresadas en la Ley de la conservación de la materia (La masa no se crea ni se destruye y la masa total de una sustancia que participa en un fenómeno físico o químico permanece constante) y la Ley de conservación de la energía (La energía no se crea ni se destruye sino que se transforma de una forma a otra). La teoría de la relatividad de Einstein establece que la materia y la energía están en íntima relación. Dice que E= mc en donde E es ENERGIA, expresada en ergios o julios; m es MASA y su medida es el gramo y el kilogramo y c es VELOCIDAD DE LA LUZ (300.000 Km/s). Esta relación se resume en la Ley de conservación de la materia y energía (“La matería y la energía pueden transformarse mutuamente, pero la suma total de la materia y energía del universo es constante).

1.5 FENOMENOS FISICOS Y QUIMICOS Fenómeno Físico: Son cambios que no involucran la obtención de nuevas sustancias químicas. Ejemplo 7 Si aplicamos una fuente de calor de forma constante, el agua hierve y se transforma en vapor de agua. Fenómeno Químico: Son cambios que implican la transformación de una sustancia en otras sustancias. Ejemplo 8 Si quemamos un papel, se transforma en cenizas y, durante el proceso, se desprende humo. (Inicialmente, tendríamos papel y oxígeno, al concluir el cambio químico tenemos cenizas y dióxido de carbono, sustancias diferentes a las iniciales).

1.6 MAGNITUDES, UNIDADES Y FACTORES DE CONVERSIÓN Magnitud: Es toda propiedad de los cuerpos que se puede medir. Por ejemplo: temperatura, velocidad, masa, peso, etc. Medir: Es comparar la magnitud con otra similar, llamada unidad, para averiguar cuántas veces la contiene. Unidad: Es una cantidad que se adopta como patrón para comparar con ella cantidades de la misma especie. Ejemplo: Cuando decimos que un objeto mide dos metros, estamos indicando que es dos veces mayor que la unidad tomada como patrón, en este caso el metro. Sistema internacional de unidades Para resolver el problema que suponía la utilización de unidades diferentes en distintos lugares del mundo, en la XI Conferencia General de Pesos y Medidas (París, 1960) se estableció el Sistema Internacional de Unidades (SI). Para ello, se actuó de la siguiente forma: En primer lugar, se eligieron las magnitudes fundamentales y la unidad correspondiente a cada magnitud fundamental. Una magnitud fundamental es aquella que se define por sí misma y es independiente de las demás (masa, tiempo, longitud, etc.). En segundo lugar, se definieron las magnitudes derivadas y la unidad correspondiente a cada magnitud derivada. Una magnitud derivada es aquella que se obtiene mediante expresiones matemáticas a partir de las magnitudes fundamentales (densidad, superficie, velocidad). En la tabla 1.2 puedes ver las magnitudes fundamentales del SI, la unidad de cada una de ellas y la abreviatura que se emplea para representarla:

Magnitud fundamental

Unidad

Abreviatura

Longitud

metro

Masa

kilogramo

Tiempo

segundo

Temperatura

kelvin

Intensidad de corriente

amperio

Intensidad luminosa

candela

Cantidad de sustancia

mol

Tabla 1.2 Magnitudes fundamentales del SI

8 En el sistema internacional de unidades se emplean prefijos para designar fracciones decimales o múltiplos decimales de las unidades básicas del SI y de las unidades derivadas con nombres específicos, los mismos que se muestran en la tabla 1.3 Múltiplos y submúltiplos de las unidades del SI Múltiplos

Submúltiplos

Prefijo

Símbolo

Potencia

Prefijo

Símbolo

Potencia

tera

1012

deci

10-1

giga

109

centi

10-2

mega

106

mili

10-3

kilo

103

micro

10-6

hecto

102

nano

10-9

deca

101

pico

10-12

Tabla 1.3 Múltiplos y submúltiplos de las unidades del SI

En la tabla 1.4 aparecen algunas magnitudes derivadas junto a sus unidades: Magnitud

Unidad

Abreviatura Expresión SI

Superficie

metro cuadrado

Volumen

metro cúbico

Velocidad

metro por segundo

m/s

Fuerza

newton

Kg·m/s2

Energía, trabajo

julio

Kg·m2/s2

Densidad

kilogramo/metro cúbico

Kg/m3

Tabla 1.4 Magnitudes derivadas del SI

Sistema inglés y norteamericano Los sistemas norteamericano y británico se basan en las tres magnitudes fundamentales longitud masa y tiempo, cuyas unidades son el pie, la libra y el segundo. Las otras unidades se derivan de estas tres. Este sistema es legal en los EEUU y Gran Bretaña. Los ingenieros norteamericanos emplean el sistema inglés, pero los científicos han adoptado el sistema métrico.

9 Factores de conversión entre el sistema Ingles y el SI Longitud

1 pulgada (1 pulg) = 2,54 cm 1 pie (ps) = 12 pulg = 30,48 cm 1 yarda (yd) = 3 pies = 36 pulg = 91,44 cm 1 milla terrestre = 1.690 m = 1,960 Km 1 Km = 0,6214 millas

Masa

1 tonelada métrica = 1.000 Kg = 2.205 llibras (lb) 1 tonelada larga (inglesa) = 240 lb 1 lb = 453,6 g = 16 onzas (oz) 1 oz = 28,35 g 1 tonelada larga (americana) = 2.000 lb 1 Kg = 2,205 lb

Volumen

1 pulgada cúbica (pulg3) = 16,39 cm3

FACTORES DE CONVERSION La base fundamental de los factores de conversión es el desarrollo de una relación en forma de factor para representar diferentes unidades que expresan la misma dimensión física. Por ejemplo, en el caso de la longitud, 1 m es igual a 100 cm, por tanto podemos expresar esta igualdad de dos formas: 1m / 100 cm 1m = 100 m 1000 cm/1 m

Se puede leer un metro es igual a 100 cm o 100 cm es igual a 1 m

Los factores de conversión se emplean para expresar unas unidades en otras. De cada igualdad se puede establecer dos factores de conversión y es necesario saber seleccionar el factor apropiado, durante su aplicación. Ejemplo 9 Calcule a cuantos litros equivale 563 cm3 Solución: La igualdad que relaciona L y cm3 es 1L=1000 cm3 por tanto los factores de conversión son: 1L / 100 cm 1L = 1000 cm3 1000 cm3 /1 L Habiendo establecido el factor de conversión adecuado a utilizar se multiplica este por las cantidades o unidades dadas. En este sentido: 563 cm3

1 L = 0,563 L 1000 cm3

10 Otras magnitudes derivadas del SI Peso específico o densidad relativa. – El peso específico de un cuerpo es un número que carece de unidades y designa la relación de la masa de un cuerpo y la masa de un volumen igual de la sustancia que se toma como patrón. Peso específico es además la relación de densidades, es decir, la densidad de la sustancia sobre la sustancia patrón. Los sólidos y los líquidos se refieren al agua como sustancia patrón, mientras que los gases se toman respecto al aire como patrón. Pe = masa del líquido o sólido = densidad del líquido o sólido masa patrón densidad patrón Pe = masa de un sólido o líquido masa de un volumen igual a 4 °C

(1.2)

(1.3)

Densidad del agua = 1 g/ml ó 1 Kg/m3 (Condiciones T = 4 °C y P = 1 atm) Densidad del aire = 1,293 g/l (Condiciones T = 0 °C y P = 1 atm) El peso específico es igual a la densidad en valor numérico si la densidad está expresada en g/ml. Ejemplo 10 Si una pieza de aluminio pesa 2,70 veces lo que un volumen igual de agua, su peso específico es 2,70 en cualquier sistema de unidades. Si este hecho se aplica al intervalo de temperatura de 0 °C y 30 °C en que la densidad del agua es 1 g/ml (ver ejemplo 5), la densidad del aluminio es 2,70 g/ml Ejemplo 11 Cual es la densidad de un disco de bronce de 2,5 cm de diámetro y 8 mm de espesor. El disco pesa 34,50 g. Cual es su peso específico relacionado con la densidad del aluminio que es 2,7 g/ml.

Solución =? d = 2,5 cm h = 8 mm M = 34,50 g  AL = 2,7 g/ml

a) Volumen del cilindro = r2h =  (d/2)2 h =  d2/4 h V = 3.14 x (2,5 cm)2/4 x 0,8 cm V = 3,925 cm3  = 34,50g/3,92  = 8,80 g/ml b) Pe =  bronce/  aluminio Pe = 880 g/ml = 3.26 2,7 g/ml

11 Energia.- Es la capacidad que tienen las sustancias para producir un cambio en las propiedades de la materia o en el estado de los cuerpos. La energía es la capacidad de los cuerpos para realizar un trabajo o producir cambios tales como la posición o la temperatura de un cuerpo. Las unidades SI de la energía es el Joule (J) = Kg.m 2 s2 Uno de los tipos de energía que existe es la energía calórica la cual se define como la energía que se transfiere desde una sustancia aa otra cuando existe una diferencia de temperatura entre ellas y está asociado con el movimiento al azar de las partículas de materia muy pequeñas. La cantidad de energia que un objeto gana o pierde se mide al calorías o Joule y el grado de calor de un objeto (temperatura) se mide en grados. Calor específico.- Una caloría es una unidad para medir la energía calorífica y es igual a la cantidad de calor (o cantidad de energía) que se requiere para elevar la temperatura de un gramo de agua en un grado centígrado. Una caloría equivale a 4,184 J. Una unidad que se utiliza con frecuencia en ingeniería es la Unidad Térmica Británica (BTU) (1 BTU = 1,05 J). Un BTU es la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de una libra de agua en 1 °F. Una propiedad de la materia es que necesita cierta cantidad de calor para producir un cambio dado de temperatura por unidad de masa. El calor especifico se define por el número de joles necesarios para elever la temperatura de un gramo de la sustancia en un grado centígrado. El calor específico se representa por la letra c. La cantidad de calor absorbida de una sustancia al elevar su temperatura puede calcularse mediante la ecuación: Q = m.c.T

donde

Q = cantidad de calor m = masa .T= Cambio en la temperatura

Ejemplo 12 Calcular la cantidad de calor absorbido por 10 g de agua cuando la temperatura aumenta de 20 °C hasta 75 °C. El calor específico del agua es de 4,184 J o sea 1 cal/g°C Solución:

Q = m.c. .T Q = 10 g x 4,184 J/g°C (75 – 20)°C Q = 2301 J = 550 cal

Ejemplo 13 Para elevar la temperatura de 50 g de alcohol etílico desde 20,1 °C hasta 27 °C se necesita 200 cal ¿Cuál es su calor especófico? Solución

Q = m.c. .T

Por tanto

c = Q / m. .T

c = 200 cal / 50 g * (27 – 20)°C = 0,58 cal/g°C

12 Temperatura: Es una medida de la cantidad de calor. Para medir la temperatura se utilizan termómetros Los termómetros modernos funcionan sobre la base de la tendencia de algunos líquidos a expandirse cuándo se calientan. Cuando el fluido dentro del termómetro absorbe calor, se expande, ocupando un volumen mayor y forzando la subida del nivel del fluido dentro del tubo. Cuando el fluido se enfría, se contrae, ocupando un volumen menor y causando la caída del nivel del fluido. En base a este principio se han establecido dos tipos de escalas termométricas: 1. Escalas Relativas: Toman como puntos de origen los puntos de congelación de algunas sustancias conocidas. El cero de sus escalas son arbitrarias. Estas escalas son: Centígrada y Fahrenheit. a. Escala Celsius o Centígrada: Se marca con cero al punto de congelación del agua y con 100 a la temperatura de ebullición, ambos a nivel del mar y a presión de 1 atmósfera. El espacio entre los puntos fijos esta dividido en 100 unidades iguales, correspondiendo cada división a 1 °C. Los espacios por encima de los 100°C y debajo de los 0°C también están divididos en unidades del mismo valor. El cero absoluto, teóricamente la temperatura mas baja posible es –273 °C b. Escala Fahrenheit: En esta escala los puntos de fusión y ebullición son 32° y 212 °F. El espacio entre estos valores esta dividido en 180 unidades al igual que los espacios por encima de los 212°F y debajo de 32 °F. La temperatura de 0°F se obtiene de una mezcla de sales amoniacales con hielo. Un grado centígrado es 9/5 mayor que el Fahrenheit. 2. Escalas absolutas: Son aquellas donde el cero de sus escalas indica el cero absoluto, es decir el punto en el cual las moléculas de las sustancias no se mueven ni vibran, han perdido toda la energía calorífica, no existe absolutamente flujo de calor, por lo tanto con referencia a una presión nula (vacío absoluto). Estas escalas son Kelvin y Rankine.

a. Escala Kelvin: Corresponde a la absoluta de la escala centígrada , llamada por tal razón métrica absoluta; tiene la misma división de la escala que el termómetro centígrado. El cero absoluto de temperaturas –273°C se denomina cero absoluto y se toma como punto cero de la escala Kelvin. La temperatura de fusión del agua corresponde a 273 °K y la de ebullición corresponde a 373 °K b. Escala Rankine: Se conoce también como la escala Fahrenheit absoluta, tiene la misma división que la escala Fahrenheit. La conversión entre las escalas se realiza mediante las siguientes ecuaciones:

13 °F = (9/5°C)+32

°C = 5/9 (°F-32)

K = 273 + °C

°C = K – 273

R = 460 + °F

°F= R – 460

R = 9/5 K

La figura 1.2 hace una comparación entre las escalas de temperatura

Fig. 1.2 Escalas de temperatura

Ejemplo 14 Convertir-25 °F a °C y K Solución:

Empleando la ecuación °C = 5/9 (°F-32) = 5/9 (-25 – 32) = 5/9 (-57) = -31,7 °C Empleando la ecuación K = °C +273 = -31,7 +273 = 241,3 K

Ejemplo 15 El Xenón tiene un punto de congelación de 133 K ¿ Cuál es su punto de congelación en la escala Fahrenheit. Solución:

Primero transformamos a °C °C = K –273 = 133 – 273 = -140 °C Solución en °F

°F = 9/5 °C + 32 = 9/5 (-140) + 32 = -220 °F

UNIDAD II EL ATOMO, ESTRUCTURA ATOMICA Y TABLA PERIODICA 2.1 EL ATOMO El átomo es la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él. Modelos atómicos Modelo científico: Supongamos que nos dan una caja cerrada que no nos está permitido abrir y que contiene algo en su interior. Como no la podemos abrir, tendremos que recurrir a hacer una serie de pruebas o ensayos para averiguar lo que contiene: agitarla, pesarla, ... Con los datos obtenidos podremos forjar una idea, una imagen mental, sobre el contenido de la caja. Por otra parte, la idea o modelo que imaginamos nos permitirá formular predicciones: si, por ejemplo, concluimos que se trata de un líquido, podremos predecir que al hacerle un agujero, tal líquido se derramará. Una idea o teoría sobre la naturaleza de un fenómeno para explicar hechos experimentales constituye lo que en ciencias se denomina modelo científico. Un ejemplo de modelo científico es el modelo atómico. Nadie ha visto nunca un átomo. Es más, la propia ciencia predice que nunca se podrá ver. Sin embargo, observando una serie de fenómenos en el comportamiento de la materia es posible desarrollar una serie de ideas de como será la estructura de la materia. Modelo atómico de Dalton: Hacia el 1800, el profesor inglés John Dalton recogió la idea del átomo que dio el filosofo Demócrito, si bien esta vez basándose en métodos experimentales. Mediante el estudio de las leyes ponderales, concluye que:  la materia está constituida por partículas indivisibles (átomos),  todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales,  los átomos de elementos diferentes son también diferentes.

Modelo atómico de Thompson: En 1897 Joseph John Thompson realiza una serie de experimentos y descubre el electrón. Tal descubrimiento modificó el modelo atómico de Dalton, que lo consideraba indivisible. Thompson supuso el átomo como una esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la que se encuentran incrustados los electrones

Fig. 2.1 Modelo atómico de Thompson

Modelo atómico de Rutherford: Posteriormente otro físico inglés, Ernest Rutherford, realizó una serie de experimentos en base a los cuales en 1911 estableció un nuevo modelo atómico en el que se afirmaba que los átomos estaban constituidos por 2 zonas bien diferenciadas:  Una de carga positiva con el 99,9% de la masa muy concentrada y por tanto de gran densidad a la que llamó núcleo.  Otra rodeando al núcleo a la que llamó corteza donde estaban los electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo.

Fig. 2.2 Modelo atómico de Rutherford

Modelo atómico de Bohr: Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr. Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles, a una distancia considerable del núcleo. En este modelo resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en torno al Sol.

Fig. 2.3 Modelo atómico de Bohr

16 Modelo atómico cuántico: A parir del modelo de Bohr Somerfield incluye el criterio de que los las orbitas de los electrones eran elípticas.

Fig. 2.4 Corrección de Somerfield al modelo atómico de Bohr

En 1927 el alemán Werner Heisenberg enuncia el principio según el cual no puede ser conocida con exactitud y simultáneamente la posición y la velocidad de un electrón. Este principio tiene su origen en la mecánica cuántica según la cual el mismo hecho de medir la velocidad o la posición de un electrón implica una imprecisión en la medida Por ejemplo, en el caso de que pudiéramos “ver” un electrón u otra partícula subatómica, para poder medir la velocidad habría que iluminarlo. Pues bien, el fotón que ilumina a ese electrón modifica la cantidad de movimiento del mismo. Por tanto, modificaría su velocidad original que es lo que queríamos medir. En 1924 Louis de Broglie indico que las radiaciones poseían propiedades ondulatorias y de partícula. 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 una función de onda, 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.

2.2 ESTRUCTURA ATOMICA El modelo atómico actual establece que el átomo está constituido por un núcleo donde se hallan los protones y neutrones y rodeando al núcleo se encuentran los electrones. Electrón Es una partícula subatómica que tiene carga negativa (-1,6x10-19 Coulomb), con frecuencia se representa con el símbolo e y tiene una masa de 9.11x10-31 Kg. Debido a que el electrón tiene la carga eléctrica más pequeña hasta ahora conocida se le usa como referencia para todas las otras partículas; en consecuencia decimos que la carga del electrón es –1.

17 Como el átomo es eléctricamente neutro debe haber el mismo número de protones que de electrones. La masa del electrón en escala de masa atómica (isótopo del carbono 12) es 0,00054874 uma. Este número es tan pequeño que se aproxima a un valor de cero. El núcleo Es la parte central del átomo cargado positivamente. Está compuesto principalmente de partículas fundamentales llamadas protones y neutrones. El núcleo contiene la mayor parte de la masa. El protón Es una partícula cargada positivamente. La carga del protón es igual a la del electrón pero de signo positivo (+1,6x10-19 Coulomb), y su masa es igual a 1,673x10-27 Kg, correspondiendo a un valor de 1,007595 uma. El neutrón Se define como una partícula subatómica neutra, con una masa de 1,675x10 -27 Kg correspondiente a un valor de 1,00866544 uma. Número atómico y número de masa Al número de protones se le llama Z o número atómico, y se corresponde con el número de orden en el sistema periódico. Como el átomo es eléctricamente neutro debe haber el mismo número de protones que de electrones. Al número de neutrones se llama N La masa atómica (A) de un átomo será la suma de los protones y de los neutrones (ya que la del electrón por ser muy pequeña se desprecia). A=Z+N Los átomos se representan así: ZA X (puede que nos encontremos el número atómico y la masa cambiada, pero siempre sabremos cual es uno y cual es otro porque la masa atómica siempre será mayor que el número atómico). Ej.: 23 14 11 Na , 7 N Ejemplo 1 Determine el número de neutrones del átomo representado como 35 17 Cl . Solución: Aplicando A=Z+N entonces N=A–Z N = 35 – 17 N = 18

18 Ejemplo 2 Determine el número de masa (A) de un átomo de Calcio que tiene 20 electrones en su nube electrónica y 20 neutrones en el núcleo. Solución: Para un átomo neutro el número de electrones es igual al número de protones por lo tanto si existen 20 electrones el valor de Z es 20, entonces: Aplicando

A=Z+N A = 20 + 20 A = 40

Los Isótopos Para un mismo elemento químico, el número de protones que tienen sus átomos en sus núcleos es el mismo, pero no el de neutrones, el cual puede variar. Se llaman Isótopos de un elemento químico a los átomos de un mismo elemento químico que tienen el mismo número atómico pero distinto número de electrones. Eemplo: Isótopos del Hidrógeno:11 H (protón), 12 H (deuterio), 13 H (titrio) Los Isóbaros: Son átomos que, a pesar de presentar diferentes número atómico, tiene masas iguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata de elementos químicos también diferentes. Ejemplo: 146C y 147 N Iones Si se dispone de suficiente energía, se pueden separar uno o varios electrones de un átomo neutro, quedando cargado positivamente. También se puede añadir electrones a un átomo para formar especies cargadas negativamente. Estas partículas cargadas se denominan iones. Los iones positivos se denominan cationes (Na+) y los negativos aniones (Cl-).

2.3 NÚMEROS CUÁNTICOS Y CONFIGURACIÓN ELECTRONICA Números cuánticos Son números encargados de definir la función de onda asociada a cada electrón de un átomo. Los números cuánticos son 4: el principal, secundario, magnético y de Spin. Los tres (03) primeros resultan de la ecuación de onda; y el último, de las observaciones realizadas de los campos magnéticos generados por el mismo átomo. Número cuántico principal: Es un criterio positivo, representado por la letra "n", indica los niveles energéticos principales. Se encuentra relacionado con el tamaño. En la medida que su valor aumenta, el nivel ocupa un volumen mayor y puede contener más electrones, y su contenido energético es superior. Sus valores pueden ser desde 1 hasta infinito. Se han establecido siete niveles de energía que en el modelo atómico de Bohr se representan con las letras K, L, M, N, O, P y Q

19 Número cuántico secundario: Representado por la letra "I", nos indica la forma que pueden tener el espacio donde se encuentra el electrón. El valor que se le asigna depende del número principal; va desde cero (0) hasta n –1. Para la configuración electrónica cada valor de l corresponde a un subnivel como se muestra en la tabla 2.1

Número cuántico secundario (l) 0 1 2 3

Subnivel s p d f

Tabla 2.1 Correspondencia entre el numero cuántico secundario y el orbital

Ejemplo 3 Determinar los valores de los números cuánticos secundarios para el segundo nivel de energía o sea n=2 Solución: Para el nivel 2 El valor inicial de l es 0; y el valor final es n –1 como n=2, entonces los valores de l para el nivel 2 son: l = 0 y l = 1 Número cuántico magnético: Representa las orientaciones que pueden asumir los diferentes orbitales frente a un campo magnético; el símbolo utilizado es "m"; y los valores que tienen son los números orbitales enteros que van en el rango – l, 0, + l. El números de valores que pueden tener "m" indican el números de órbitas que puede contener un sub-nivel de energía. Las orientaciones de cada orbital se muestran en la figura 2.4 Orbital "s"

Orbital "p"

Orbital px

Orbital py

Orbital pz

20 Orbital "d"

Orbital dxy

Orbital dxz

2 2

Orbital dyz

Orbital dx y

Orbital dz

Orbital "f".

Orbital 4fxz

Orbital 4fz

Orbital 4fz(x -y )

Orbital 4fyz

Orbital 4fx(x -3y )

Orbital 4fxy

Orbital 4fy(3x -y )

Fig. 2.5 Orientación y forma de los orbitales de energía

Ejemplo 4: Determine los números cuánticos magnéticos para l=3 Solución: Para l =3 los valores de m son –3, -2,-1, 0, 1, 2, 3 Número cuántico de Spin: Tiene dos valores permitidos +1/2 y -1/2. Estos valores representan el movimiento del electrón, tipo de rotación sobre su eje, con dos únicas posibilidades y opuestas entre sí, hacía la derecha o hacía la izquierda. Cada uno de los orbitales puede contener dos electrones, uno con cada spin Configuración Electrónica Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por tanto, más probable de los electrones en torno al núcleo. Para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en cuenta los siguientes principios y reglas:  Existe una cantidad máxima de electrones que pueden estar en cada nivel y se obtienen mediante la siguiente ecuación: 2n2

21 Ejemplo 5 Calcular la cantidad máxima de electrones que puede existir en el nivel 2 Solución: Aplicando 2n2 el número máximo de electrones para el nivel 4 será: 2(2)2 = 8 La tabla 2.2 muestra la cantidad máxima de electrones en los niveles y subniveles de energía Cantidad máxima de electrones Nivel de energía Subnivel principal Subnivel Nivel de energía principal 1 s 2 2 2 s 2 8 p 6 3 s 2 18 p 6 d 10 4 s 2 32 p 6 d 10 f 14 5 s 2 32 p 6 d 10 f 14 6 s 2 32 (en realidad 15) p 6 d 10 f 14 7 s 2 32 (en realidad 2) p 6 d 10 f 14 Esta es la cantidad real de los electrones que se encuentran en los elementos que se conocen hasta el presente; por ello esos niveles de energía están incompletos Tabla 2.2 Cantidad máxima de electrones en los niveles y subniveles de energía

 En cada orbital sólo caben 2 electrones. Por tanto, la capacidad máxima de electrones los distintos subniveles y el número de orbitales se muestra en la tabla 2.3: Subnivel s p d f

Nº de orbitales 1 (l=0) 3 (l=-1,0,+1) 5 (l=-2+1,0,1,2) 7 (l=-3,-2,-1,0,1,2,3)

Tabla 2.3 Número máximo de electrones en cada subnivel y orbital de energía

22 El número de electrones que caben en cada subnivel se puede también fácilmente mediante la fórmula 2(2l+1)  Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía. Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de Mouller.

Fig. 2.6 Diagrama de Mouller

O Bien se sigue esta regla: “Los orbitales menos energéticos son los de menor valor de n+l. Si los orbitales tienen el mismo valor de n+l, tendrá menos energía los de menor valor de n”. De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones. Por ejemplo, en las configuraciones de los lantánidos, aunque en teoría los orbitales 4f son más energéticos que los 5d, en realidad el átomo coloca primero un electrón en el 5d que entonces se vuelve más energético, y empieza a rellenar los 4f. 

El número de electrones en cada orbital se indica mediante superíndices. Ejemplo: 1s2

 Principio de Hund o de máxima multiplicidad. Un segundo electrón no entra en un orbital que esté ocupado por otro mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía (o sea, igual los valores de n y l)  Principio de exclusión de Pauli. No pueden existir dentro de un átomo dos electrones con sus 4 números cuánticos iguales. La consecuencia de esto es que en un orbital sólo puede haber 2 electrones con spines diferentes.

23 Ejemplo 6 Realice la distribución electrónica en niveles y subniveles, para el átomo que tiene Z = 6 y n = 2 Solución: a. Como Z = 6, el número de electrones a distribuir es 6 y en este caso se trata del carbono b. En base a la tabla 2.2 se determina que en el nivel 1 existe el subnivel s y en el nivel dos los subniveles s y p. Por tanto en 1s habrán dos electrones, en 2s habrán dos electrones y los restantes dos electrones se ubican en 2p c. Siguiendo el diagrama de Mouller la configuración electrónica será: 1s2, 2s2, 2p2 Electrones de valencia Los electrones que determinan las propiedades químicas de un elemento de un grupo principal son los que tiene el valor mas alto n. Estos electrones se llaman electrones de valencia y el nivel que los contiene es el nivel de valencia o capa externa. La periodicidad de los elementos y sus propiedades químicas se explican mediante los electrones de valencia. Ejemplo 7 en base al ejemplo 6 determine el nivel y el número de electrones de valencia Solución A partir de la configuración electrónica 1s2, 2s2, 2p2 se establece que el nivel de valencia es 2s2 2p2 y el número de electrones de valencia es 4 Ejemplo 8 Establezca los números cuánticos para los electrones de valencia del átomo de Litio cuya configuración electrónica es 1s2, 2s1 Solución: De acuerdo a la configuración electrónica el átomo de Litio tiene tres electrones de valencia ubicados en el nivel. Por tanto los números cuánticos serán: n=1 n=1 n=2

l=0 l=0 l=0

m=0 m=0 m=0

spin +1/2 spin -1/2 spin +1/2

2.4 TABLA PERIODICA La Tabla Periódica, el instrumento donde están organizados en hileras y columnas los diferentes elementos químicos conocidos, reflejo de la Ley Periódica, le ha permitido a la humanidad conocer la intimidad de la materia y disfrutar de las maravillosas aplicaciones de la química, con las cuales tratamos en cada instante de nuestras vidas. En eso radica la belleza y utilidad del aporte de Mendeleyev.

El Sistema periódico o Tabla periódica es el esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos o familias.

F i g Fig. 2.7 Tabla periódica

Grupos o familias Los grupos de la tabla periódica (antes llamados familias) o columnas de la tabla periódica, son escritos con números romanos del I al VIII, están subdivididos en grupos A y grupos B, se agrupan y se leen en línea vertical. La tabla periódica agrupa a los elementos químicos en los grupos respectivos por su semejanza a las propiedades físicas y químicas de los elementos que forman un grupo. Los grupos indican el número electrones de valencia de un átomo, es decir, los del último nivel de energía. Así tendremos: Grupo IA Grupo IIA Grupo IIIA Grupo IVA Etcétera

tiene un (1) electrón. tiene dos electrones. tiene tres electrones. tiene cuatro electrones.

Los grupos de la tabla periódica se describen de manera general en la tabla 2.4 Grupo

Nombre IA Metales Alcalinos (formadores de bases o álcalis) IIA Metales Alcalinotérreos IIIA Familia del Boro IVA Familia del Carbono VA Familia del Nitrógeno VIA Familia del Oxígeno o Calcógenos (formadores de cenizas) VIIA Halógenos (formadores de sales) VIIIA Gases Nobles o Inertes De IB al VIIIB Metales de Transición Tabla 2.4 Grupos o familias de la tabla periódica

Periodos Los períodos están formados por los elementos que están ordenados en la misma fila horizontal. Los átomos que poseen el mismo número de niveles de energía pertenecen al mismo período. Indican el número de niveles principales de energía que lleva un elemento. Se disponen en forma horizontal de izquierda derecha y viene dado por el mayor valor n. Existen 7 periodos. Propiedades periódicas de los elementos. Radio atómico (RA): El tamaño de los átomos está determinado por la fuerza con la que el núcleo atómico es capaz de atraer hacia sí los electrones más externos. Generalmente aumenta con el número atómico en un grupo ya que al aumentar un nivel de energía, la distancia en el centro del núcleo y el nivel también aumenta. En un periodo el radio atómico disminuye de izquierda a derecha, debido a una contracción en la nube electrónica al ser atraída por el núcleo. Disminuye

A u m e n t a

Fig 2.8 Variación del Radio Atómico

26 Energía de Ionización (EI): La energía necesaria para eliminar un electrón de un átomo en estado y formar un ion gaseoso. Los elementos de la misma familia (grupo) tienen una energía de ionización similar, aunque decrece ligeramente de arriba hacia abajo en la tabla periódica larga. En un periodo la energía de ionización tiende a crecer, de izquierda a derecha, lo que significa que aumenta la dificultad para eliminar un electrón. Al principio del periodo se encuentran los elementos fácilmente ionizables (los metales alcalinos) y a la derecha de la tabla periódica los más difíciles de ionizar (los no metales). Tiene una variación contraria al radio atómico Aumenta D i s m i n u y e

Fig 2.9 Variación de la Energía de Ionización

Electronegatividad: Es una propiedad que se utiliza como una medida de la fuerza de un átomo para ganar electrones. Su variación varía en sentido contrario al tamaño de los elementos, ya que es más fácil quitar electrones a aquellos átomos muy grandes requiriendo poca energía. Aumenta A u m e n t a

Fig 2.10 Variación de la Electronegatividad

27 Afinidad Electr贸nica (A.E.): La afinidad electr贸nica aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en la tabla. Aumenta

A u m e n t a

Fig 2.10 Variaci贸n de la Afinidad electr贸nica

UNIDAD III ENLACE QUÍMICO 3.1 GENERALIDADES Definición de enlace químico El enlace químico se define como la fuerza de unión entre los átomos que se produce por procesos en el que los átomos ganan, pierden o comparten electrones (electrones de valencia), de las capas externas (nivel de valencia), hasta conseguir la configuración propia de un gas noble. (8 electrones en su nivel de valencia, excepto el Helio que tiene 2). Moléculas Son grupos de dos o más átomos unidos por fuerzas llamadas enlaces químicos. Si los átomos son del mismos elemento se tiene entonces una molécula fundamental H2 0 H – H ), la línea se usa para representar el enlace que une ambos átomos de hidrógeno. Si los átomos son de diferentes elementos se tiene moléculas de compuestos (H2O). Representación de moléculas Como se indicó en la unidad uno, las moléculas o compuestos se representan mediante fórmulas químicas. Cuando se representan moléculas en donde se indican los enlaces químicos puede utilizarse las siguientes representaciones: Fórmula condensada. Esta representación indica cuantos átomos de cada elemento están presentes en la molécula. Ejemplo: Metano

Fórmula semidesarrollada. Expresa por medio de grupos o radicales los átomos que forman una molécula. Ejemplo: Etano C2H6

Fórmula desarrollada o gráfica. Esta fórmula da una idea de la distribución de los átomos en el espacio y los enlaces. Ejemplo: ácido sulfúrico H 2SO4

29 Regla del Octeto La regla del octeto es una propuesta para explicar el enlace entre los átomos, la cual establece que cuando se forma un enlace químico, los átomos adquieren en el nivel de valencia 8 electrones, alcanzando, como se había indicado la configuración electrónica de los gases nobles. Los átomos de sodio y cloro ilustran la regla del octeto: Cuando el sodio, por ser un metal, pierde un electrón en el nivel 3s adquiere la configuración electrónica del gas noble Neon. 1s2 2s2 2p6 – 1eÁtomo de sodio Na°

1s2 2s2 2p6 + 1eIón sodio Na+ (Similar el gas Neón)

En el caso del cloro, este gana un electrón incorporándolo al nivel 3p 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + 1eÁtomo de cloro Cl°

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Ión cloruro Cl – (Similar al gas Argón)

Representaciones o símbolos de Lewis Son representaciones gráficas que permiten entender el enlace químico y las reacciones entre los átomos. Lewis estableció que se pueden utilizar círculos, puntos, el signo x, o el signo +, alrededor del símbolo del elemento para representar los electrones de valencia. El número de electrones de valencia es igual al número de su grupo en la tabla periódica. Ejemplo 1 Represente mediante los símbolos de Lewis los elementos a) Sodio y b) Cloro Solución: a) Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 Hay un electrón en el nivel de valencia, por lo tanto, la representación de Lewis será:

b) Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Hay siete electrones en el nivel de valencia, por lo tanto la representación de Lewis será:

3.2 TIPOS DE ENLACE QUÍMICO Los enlaces químicos principalmente pueden ser: a. Enlace iónico b. Enlace covalente c. Enlace covalente coordinado o dativo a. Enlace iónico El enlace iónico, llamado también electrovalente que se forma por transferencia de electrones entre dos átomos un, metal de los grupos IA y IIA ,y un no metal de los grupos VIA y VIIA. Debido a una diferencia de electronegatividades, se presenta una transferencia de electrones del metal al, no metal. Ejemplo 2 Mediante los símbolos de Lewis represente la formación de cloruro de sodio NaCl Solución

+ Metal (cede su electrón) 2 2 6 1 1s 2s 2p 3s

No metal (recibe el electrón) 2 2 6 2 5 1s 2s 2p 3s 3p

catión 2

anión 2

1s 2s 2p 3s 3p

La figura 3.1 explica la transferencia de electrones y la formación de los iones de Na+ Y Cl - que se forman en el enlace iónico del cloruro de sodio NaCl

Fig. 3.1 Formación del cloruro de sodio

b. Enlace covalente Un enlace covalente se forma cuando dos átomos se acercan entre sí y comparten uno o más de sus electrones. En un enlace entre dos átomos se comparte un electrón de cada uno de los átomos. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. El enlace covalente se representa con una línea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo: H – C C = C (enlace doble) Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en

31 solventes polares. Por ejemplo, en un enlace O-H la electronegatividades del Oxígeno es 3,44 y la del hidrógeno 2,20 por tanto los electrones del enlace covalente estarán ligeramente mas cerca del átomo de oxigeno adquiriendo este una carga ligeramente negativa y el hidrógeno adquiere una carga ligeramente positiva. Ejemplo 3 Indique mediante fórmulas gráficas y símbolos de Lewis las siguientes moléculas: a) F2 b) HCl c) CH4 d)F2O e)C2H4 Solución: a) F – F

b) H – Cl

H c) H – C – H H

d) F – O – F

H d)

C = C H

c. Enlace covalente coordinado o dativo Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor.

Ejemplo 4 Indique mediante fórmulas gráficas y símbolos de Lewis la molécula de ácido sulfúrico (H2SO4) Solución: O H–O–S–O–H ‫װ‬ O

UNIDAD IV FORMULACION, NOMENCLATURA INORGÁNICA Y ESTEQUIOMETRIA 4.1 GENERALIDADES La nomenclatura es la manera de formular y nombrar los compuestos químicos. La nomenclatura inorgánica atañe principalmente a los compuestos inorgánicos más comunes. Definiremos el número de oxidación de un elemento, como la carga que adquiere un átomo según el número de electrones cedidos (número de oxidación positivo), captados (número de oxidación negativo), o bien compartidos (cuando se trata de elementos) al formar un compuesto. Esta definición es perfectamente válida para compuestos iónicos o electrovalentes. En el caso de los compuestos covalentes donde los electrones se comparten, se les asigna un número de oxidación negativo al elemento más electronegativo y un número de oxidación positivo al menos electronegativo. En los compuestos que presentan enlaces covalentes polares los electrones no están completamente transferidos. Existe una correlación definida entre los números de oxidación y los grupos donde están localizados los elementos en la tabla periódica. Por ejemplo, el nitrógeno se localiza en el grupo VA y su número de oxidación es +5. El número de oxidación negativo para cualquier elemento se puede obtener sustrayendo de 8 el número del grupo y dándole a la diferencia un signo negativo. La tabla 4.1 muestra los números de oxidación en los grupos principales.

IA +1

IIA +2

GRUPOS EN LA TABLA PERIODICA IIIA IVA VA VIA +3 +4 +5 +6 -4 -3 -2

VIIA +7 -1

Tabla 4.1 Números de oxidación esperados para los elementos de los grupos principales

Para predecir una formula química se unen los elementos con número de oxidación positivos a aquellos que tienen número de oxidación negativo, sin olvidar que la suma de todos los números en la fórmula final debe ser igual a cero. Hay algunas excepciones al sistema de asignar los números de oxidación a partir de la posición de los elementos en la tabla periódica. Muchos elementos, principalmente los de transición tiene mas de un número de oxidación por lo

34 que deberían memorizarse. a figura 4.1 muestra los números de oxidación más frecuentes NUMEROS DE OXIDACIÓN MÁS FRECUENTES 1 H 1,-1 3 4 Li Be 1 2

11 12 Na Mg 1 19 K

2 20 21 Ca Sc

1 55 Cs 1 87 Fr 1

22 Ti

23 V

24 Cr

25 26 Mn Fe

37 38 Rb Sr

2,3 39 Y

40 Zr

41 42 43 Nb Mo Tc

27 28 Co Ni 2,3

2,3

44 45 46 Ru Rh Pd

2 56 Ba

7 C N -4 -3 3 2,4 1,3, 5 13 14 15 Al Si P -3 3 2,4 1,3, 5 31 32 33 Ga Ge As -3 3 2,4 1,3, 5 49 50 51 In Sn Sb -3 3 2,4 1,3, 5 81 82 83 Tl Pb Bi -3 3 2,4 1,3, 5 B

29 30 Cu Zn 1,2

47 48 Ag Cd 1,2

57 72 La1 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir 2,4

78 79 80 Pt Au Hg 2,4

1,3

1,2

8 O -2

9 F -1

0 16 S -2 2,4, 6 34 Se -2 2,4, 6 52 Te -2 2,4, 6 84 Po -2 2,4, 6

17 Cl -1 1,3, 5,7 35 Br -1 1,3, 5,7 53 I -1 1,3, 5,7 85 At -1 1,3, 5,7

88 89 104 105 106 107 108 109 110 111 Ra Ac2 Rf Db Sg Bh Hs Mt Uu Uu 2

58 59 1Ce Pr

60 61 62 63 64 65 66 67 68 Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er

90 91 2Th Pa

93 94 95 96 97 98 U Np Pu Am Cm Bk Cf

69 70 71 Tm Yb Lu

99 100 101 Es Fm Md

CLAVE Número atómico Símbolo Valencia con el H Valencia con el O

Fig. Números de oxidación mas frecuentes de los elementos de la tabla periódica

2 He 0 10 Ne

102 103 No Lr

18 Ar 0 36 Kr 0 54 Xe 0 86 Rn 0

4.2 NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS INORGANICOS a. Hidruros: Son compuestos formados por Hidrógeno con número de oxidación –1, y un metal activo. Este puede ser un metal alcalino (grupo I A) alcalino-terreo (grupo II A), excepto Berilio y Magnesio o algunos del grupo III A, incluyendo los lantánidos. Nomenclatura: Tradicional:

Hidruro + M + OSO ICO

IUPAC:

Hidruro + M + numeral STOCK si posee mas de un estado de oxidación

Ejemplo 4.1 Escriba la fórmula y de los nombres en las nomenclaturas tradicional y IUPAC, de los compuestos formados entre el Hidrógeno y los metales a) Sodio b) Calcio c) Níquel con número de oxidación +2 d) Mercurio con número de oxidación +2 Solución

a) b) c) d)

Fórmula NaH CaH2 NiH2 HgH2

Tradicional Hidruro Sódico Hidruro Cálcico Hidruro Niqueloso Hidruro Mercúrico

IUPAC Hidruro de Sodio Hidruro de Calcio Hidruro de Níquel (II) Hidruro de Mercurio (II)

b. Ácidos Hidrácidos: Corresponden a compuestos formados por hidrógeno y un no metal de los grupos VIA y VIIA. Nomenclatura: Tradicional:

Acido + nM + Hidrico

IUPAC:

nM + URO + Hidrógeno

Ejemplo 4.2 Escriba la fórmula y de los nombres en las nomenclaturas tradicional y IUPAC de los compuestos formados entre el Hidrógeno y los no metales a) Azufre b) Fluor c) Níquel con número de oxidación +2 d) Mercurio con número de oxidación +2 Solución:

Fórmula H2S

Tradicional Ácido Sulfhídrico

IUPAC Sulfuro de Hidrógeno

36 b) c) d)

HF H2Se HCl

Ácido Fluorhídrico Ácido Selenhídrico Ácido Clorhídrico

Fluoruro de Hidrógeno Selenuro de Hidrógeno Cloruro de Hidrógeno

c. Óxidos Metálicos: Son compuestos formados por Oxígeno y por un metal, frecuentemente presentan enlaces de tipo iónico. Contienen el ión óxido O-2. Nomenclatura: Tradicional:

Óxido + M + OSO ICO

IUPAC:

Oxido + M+ numeral STOCK si posee mas de un estado de oxidación

Ejemplo 4.3 Escriba la fórmula y de los nombres en las nomenclaturas tradicional y IUPAC de los compuestos formados entre el oxígeno y los metales a) Cobre +1 b) Cobre +2 c) Plomo +4 d) Calcio Solución:

a) b) c) d)

Fórmula Cu2O CuO PbO2 CaO

Tradicional Óxido Cuproso Oxido Cúprico Oxido Plumboso Oxido Cálcico

IUPAC Óxido de Cobre (I) Oxido de Cobre (II) Oxido de plomo (IV) Oxido de Calcio

d. Óxidos no Metálicos o Anhídridos: Son compuestos formados por un no metal y Oxígeno. La naturaleza de su enlace es fundamentalmente covalente. Nomenclatura: Tradicional:

Anhidrido + M + OSO ICO

IUPAC:

Oxido + M + numeral STOCK si posee mas de un estado de oxidación

Ejemplo 4.4 Escriba la fórmula y de los nombres Stock y tradicional de los compuestos formados entre el oxígeno y los no metales: a) yodo +7 b) Cloro +1 c) Cloro +3 d) Cloro +5 Solución:

a) b) c) d)

Fórmula I2O7 Cl2O Cl2O3 Cl2O5

Tradicional Anhídrido Peryódico Anhídrido Hipocloroso Anhídrido Cloroso Anhídrido Clórico

IUPAC Oxido de yodo (VII) Oxido de cloro (I) Oxido de cloro III Oxido de cloro (V)

e. Hidróxidos: Son compuestos formados por la combinación de un óxido metálico y agua. 2 CaO + Óxido de calcio

2 H2O Agua

2 Ca(OH)2 Hidróxido de calcio

Nomenclatura: Tradicional:

Hidróxido + M + Hipo

oso oso ico Per Ico

IUPAC:

Hidróxido + M + numeral STOCK si posee mas de un estado de oxidación

Ejemplo 4.5 Escriba la fórmula y de los nombres Stock y tradicional de los siguientes compuestos: a) KOH, b) Fe(OH)2 c) Fe(OH)3 d) LiOH

a) b) c) d)

Fórmula KOH Fe(OH)2 Fe(OH)3 LiOH

Tradicional Hidróxido Potásico Hidróxido Ferroso Hidróxido Férrico Hidróxido Lítico

IUPAC Hidróxido de Potasio Hidróxido de Hierro (II) Hidróxido de Hierro (III) Hidróxido de Litio

f. Oxácidos o Ácidos Ternarios: Son compuestos formados por la combinación de un Anhídrido u Óxido no Metálico y agua. SO3 + H2O Anhídrido Sulfúrico Agua

H2SO4 Ácido Sulfúrico

Se nombran anteponiendo la palabra “Ácido”, seguida del nombre del no Metal con su respectiva terminación. Ejemplo 4.6 Dar nombre a los siguientes oxácidos: a) HNO2 b: HNO3 c) H2SO4 Solución:

Fórmula HNO2 HNO3 H2SO4

a) b) c)

Nombre Acido nitroso Acido nítrico Acido sulfúrico

Si se agrega una molécula de agua, se antepone la palabra “meta” al nombre del no metal, si se agregan dos moléculas de agua, se antepone la palabra “piro” al nombre del no metal y si se agregan tres moléculas de agua, se antepone la palabra “orto” al nombre del no metal. Por ejemplo H3BO3. El ácido fósfórico H3PO4 es una excepción a esta regla. g. Sales de Hidrácidos o Sales Binarias: Son compuestos formados por la combinación de un no metal (los mismos que para los ácidos binarios y con el mismo estado de oxidación) y un metal. Tienen solamente nomenclatura tradicional y en ésta, a la raíz del no metal se le agrega la terminación uro seguida de “de” y el nombre del metal con su estado de oxidación entre paréntesis y en números romanos. Si el elemento tiene sólo un estado de oxidación, éste no se escribe. Se forman mediante reacciones de neutralización entre hidróxidos y oxácidos: NaOH + HCl Hidróxido de sodio ácido clorhídrico

NaCl + H2O cloruro de sodio Agua

Ejemplo 4.7 Dar nombre a las siguientes sales: a) NaCl b) CsCl c) BaTe d) FeS

a) b) c) d)

Fórmula NaI CsCl BaTe FeS

Nombre Ioduro de Sodio Cloruro de Cesio Telenuro de Bario Sulfuro de Hierro (II)

h. Compuestos formados por elementos no metálicos: Cuando un par de no metales forman un solo compuesto, este se le nombra por el elemento mas electronegativo, quien está escrito en segundo lugar agregándole el sufijo URO, como si se tratara del anión, seguido del nombre del segundo no metal. Si un par de metales forman mas de un compuesto binario para designar el número de átomos de cada elemento se utilizan los prefijos griegos bi = dos, tri = tres, tetra = cuatro, penta = cinco, hexa = seis, etc.

39 Ejemplo 4.8 Dar nombre a los siguientes compuestos: a )NF3 b) PCl3 c) PCl5 Solución:

a) b) c)

Fórmula NF3 PCl3 PCl5

Nombre Fluoruro de nitrógeno Tricloruro de fósforo Pentacloruro de fósforo

i. Compuestos con nombres especiales: Muchos de los compuestos binarios de los no metales mas conocidos han adquirido nombres comunes que s e usan mucho. Por ejemplo H2O = Agua H2o2 = Peróxido de hidrógeno NH3 = Amoniaco PH3 = Fosfina o fosfatina AsH3 = Arsina o arsenamina

4.3 ESTEQUIOMETRIA Es la parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y volumen de las sustancias reaccionantes y los productos de una reacción química. Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón” que significa medir. Peso atómico (o masa atómica) Como es imposible determinar directamente la masa de un solo átomo, los científicos han establecido una escala de masas atómicas relativas. Las masas atómicas actuales se basan en un patrón seleccionado arbitrariamente, este patrón es el isótopo mas abundante del carbono, el 12C Por acuerdo internacional, a este isótopo se le asignó una masa de 12 unidades de masa atómica, uma (urna es una unidad de peso, lo mismo que el gramo utilizado para especies atómicas y evita la utilización de exponentes negativos así por ejemplo, el peso real de un 'átomo de hidrógeno es 1.67 x 10 24 g o 1.008 uma). A partir de esto, se estableció cuantas veces son mas livianos o mas pesados los átomos del resto de los elementos. Por ejemplo, si en una balanza imaginaria se coloca un átomo de 12C en un platillo, se requiere tres átomos de helio para igualar los platillos. Esto significa que la masa de un átomo de helio es la tercera parte del peso de uno de 12C. o sea 1/3 x 12=4 urna. Por este proceso se ha calculado la masa atómica de todos los átomos de los diferentes elementos. En química interesa conocer únicamente el peso atómico medio de los átomos que reflejan la abundancia relativa de los distintos isótopos. Por ejemplo en el caso del carbono, una muestra natural tomada al

40 azar contiene un 98.892^ de 12C y 1,108% de 13C. La masa media experimental se llama peso atómico relativo, peso atómico químico o simplemente peso atómico. Pesos (o masas) Moleculares Una ves que se. conocen las masa atómicas para los átomos de los diferentes elementos es posible calcular las masas moleculares, ya que las moléculas son conjuntos unitarios de átomos. Además, se ha dicho que los elementos se combinan químicamente para dar compuestos y que los compuestos se representan por fórmulas. Conocida la fórmula de un compuesto es posible establecer la masa o peso molecular sumando las masas atómicas de cada uno de los elementos que integran la fórmula. Ejemplo 4.9:.Calcule la masa o peso molecular del H2S04. Solución: puesto que la fórmula del H2S04 existe: Hidrógeno = 2 átomos Azufre = 1 átomo Oxígeno = 4 átomos

x 1,01 uma = 2,02 uma x 32,00 uma = 32.00 uma x 1 6,00 uma = 64,00 uma

La masa(o peso) molecular es

= 98,02 uma

Concepto de Mol y numero de Abogadro Los cálculos demuestran que los átomos más grandes poseen un diámetro de solo 5,24 x 10 -!< centímetros. Por tanto en una distancia de 1 mm cabrían 1910000 átomos alineados y, en un cubo de 1 cm 3 cabrían 6,950 x 10''átomos. Esto quiere decir que un átomo es extremadamente pequeño y que, en una muestra de una sustancia, hay un gran numero de átomos. Por otra parte, en la vida diaria se usa la docena como una colección de 12 unidades, la centena como 100 unidades. Es decir, existe la idea de conjunto que contienen varias unidades. Esta idea ha servido a los científicos para relacionar las partículas sub microscópicas, con las cantidades medibles y visibles de materia. El mol es un paquete de unidades, como la docena o la centena pero, a diferencia de ellas, el número de unidades que contienen es muy grande. 1 mol = 6.023 x 1023 unidades

Puesto que no es posible ver un átomo, una molécula, un electrón o cualquier otra partícula subatómica, el mol se representa como un puente entre las partículas no visibles y las cantidades de compuestos y elementos que se

41 pueden ver y pesar. El número 6,022 x 10 23.unidades (que puede ser cualquier especie química: átomos) El numero de Avogadro se lo designa con la letra N; se puede dar en las unidades: moléculas /mol o átomos /mol de átomos o átomos / átomo-gramo. Relación entre el mol y la masa Consideremos tres muestras de elementos diferentes, carbono, azufre y cobre. La primera tiene 12g de carbono, la segunda 32.06 de azufre y la tercera 63.55g de cobre. Estos átomos tienen algo en común, esto es el número de átomos que hay en 32,06g de S es el mismo que el número de átomos de carbono que hay en 12,01g de carbono, e igual al número de átomos de Cu, que hay en 63,5g de Cu. En resumen el número de átomos de cada una de las tres fórmulas es el mismo. Ese número de átomos que hay en cada uno de estos, elementos es el Numero de Avogadro que como indicamos anteriormente es igual a 6,023 x 1023 unidades. Por lo que podemos indicar que el numero de Avogadro representa el número de átomos en X gramos de cualquier elemento, siendo X la masa o peso atómico del elemento. Entonces átomo gramo es una porción de elemento donde hay 6,023 x 10 23 átomos y cuyo peso en gramos es numéricamente igual al de su peso atómico. También se define así: Átomo-gramo es le peso atómico del elemento expresado en gramos. Así: A átomo-gramo = 1 mol = 6.023 x 1023 átomos = peso atómico de un elemento en gramos Un mol de átomos de H contiene 6,023 x 10 23 átomos de H, su peso es de 1,008 g Un mol de átomos de S contiene 6,023 x 10 23 átomos de S, su peso es de 32,06 g

Composición Porcentual Y Molar La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total del compuesto, así poder determinar la pureza del mismo. La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%.

Composición porcentual de un elemento =

n  masa molar del elemento  100% masa molar del compuesto

Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g. La composición porcentual de H2O2 se calcula de la siguiente forma: 2  1.008 g  100%  5.926 % 34.02 g 2  16.00 g  100% 94.06% %O   34.02 g 99.99% %H 

La suma de los porcentajes es 99.99%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo de las masas molares de los dos elementos. Ejemplo 4.10 El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para dar más sabor, etc. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto. Solución: La masa molar de H3PO4 es 97.99g/mol. Entonces, la masa de cada elemento es: 3  1.008 g  100%  3.086% 97.99 g 1  30.97 g  100% %P   31.61% 97.99 g 4  16.00 g  100% 65.31% %O   97.99 g 100.01% %H 

La suma de los porcentajes es 100.01%. Como ya se mencionó antes, la diferencia al 100% es por el redondeo de los elementos.