Unidad 1: Introducción al estudio de la materiaÍndice de la Unidad 1 1.1. Introducción 1.2. Estados de la Materia 1.3. Estructura del Átomo 1.4. Masa atómica - concepto de mol - masa molar 1.5. Moléculas, iones y fórmulas químicas 1.1. Introducción Unidad 1: Introducción al estudio de la materia La química está presente en todos los aspectos de nuestra vida, pero ¿qué es la química? La definición que encontramos en los textos establece que "química es el estudio de la materia y los cambios que ésta experimenta". En el diccionario de la Real Academia Española, RAE, encontramos la siguiente definición: Química: Ciencia que estudia la estructura, propiedades y transformaciones de la materia a partir de su composición atómica. Nos preguntamos entonces, qué es la materia y encontramos "materia es todo aquello que ocupa un espacio y que tiene una masa". La RAE la define como: Materia: Realidad espacial y perceptible por los sentidos, que, con la energía, constituye el mundo físico. Diremos entonces que materia es todo lo que podemos percibir mediante nuestros sentidos, podemos verlo, tocarlo o sentirlo, como por ejemplo el agua, la tierra, el aire, e incluso lo que no podemos "ver" a simple vista, como las moléculas, los átomos, etc. Se ha demostrado experimentalmente que toda la materia presente en la tierra proviene de la combinación de poco más de 100 sustancias básicas denominadas elementos. Veamos la definición de algunos términos: Sustancia: forma de materia que posee una composición definida y propiedades características, por ejemplo, H 2 O (agua), CH 4 (metano), O 2 (oxígeno), N 2 (nitrógeno), Ag (plata), Fe (hierro). Mezcla: combinación de dos o más sustancias donde cada una mantiene sus propias características e identidad química. Hay dos tipos de mezclas, las homogéneas, en las que se observa una sola fase como por ejemplo una gaseosa o una moneda de un sol. La heterogéneas, en las que se puede observar las fases de los componentes, por ejemplo cemento con arena, una porción de ensalada o un poco de agua de mar. Las mezclas se pueden separar en sus componentes mediante métodos físicos. Elemento: sustancia que no se puede separar en sustancias más simples, empleando métodos químicos, por ejemplo Fe (hierro), Al (aluminio), N 2 (nitrógeno), H 2 (hidrógeno), O 2 (oxígeno), O 3 (ozono). Compuesto: sustancia conformada por dos o más elementos diferentes, que se mantienen unidos químicamente en proporciones definidas, por ejemplo CO 2 (dióxido de carbono), CH 4 (metano o gas natural), NaCl (sal). Los compuestos pueden separarse en sus elementos exclusivamente mediante métodos químicos. Cambio físico: aquel que no altera la estructura íntima de la sustancia sólo su apariencia física, por ejemplo: cuando se congela un poco de agua, H 2 O, simplemente cambia del estado líquido al estado sólido, pero en ambos casos sigue siendo agua; cuando se sublima el hielo seco, CO 2 , pasa del estado sólido al estado gaseoso, pero no cambia su identidad; cuando se destila una mezcla de acetona, CH 3 COOCH 3 , y agua, cuando la acetona alcanza su temperatura de ebullición se evapora hasta que sólo queda agua, pero ambas sustancias mantienen su identidad. Cambio químico: aquel que si altera la estructura íntima de la sustancia causando la pérdida de su identidad, por ejemplo: la electrólisis del agua causa que ésta se transforme en oxígeno, O 2 e hidrógeno, H 2 , dejando de ser agua; en la combustión del papel, que es principalmente celulosa, (C 6 H 10 O 5 )n, ésta se transforma en dióxido de carbono gaseoso, CO 2(g) y agua, por lo que ya no vemos el trozo de papel; cuando se oxida o corroe un clavo de fierro, Fe, éste se transforma en Fe 2 O 3 , perdiendo su identidad. Propiedades de la materia: son características físicas o químicas que definen e identifican una sustancia. Todas las propiedades pueden medirse y observarse, si la medición depende de la cantidad de sustancia, se denomina propiedad extensiva, como por ejemplo la masa, el volumen, la longitud; mientras que si la medición no depende de la cantidad de sustancia se denomina propiedad intensiva, por ejemplo la densidad, la temperatura o la viscosidad. Ejercicio 1.1 Imagina que tus amigos y tú están de campamento en la playa y van a preparar la parrillada para la cena, al encargado de sazonar la carne se le cae el recipiente que contiene la sal, derramándose toda sobre la arena!! Uno de tus amigos afirma entusiastamente "¡¡no se preocupen, podemos recuperar la sal!!". Qué métodos propondrías, especificando si son físicos o químicos, para recuperar la sal. Ejercicio 1.2 Uno de los postres favoritos de muchos niños es la gelatina. Si curioseas la información de la caja encontrarás más o menos lo siguiente: Ingredientes: Azúcar refinada, gelatina, ácido fumárico (acidificante), citrato de sodio, colorante artificial, vitamina C, saborizantes artificiales y jugo de fruta deshidratado. Composición por cada porción de 5,67 g: calcio: 1,7 g; sodio: 55 mg; vitamina C: 12 mg. A partir de la información de la caja, identifica: * 1 mezcla * 1 elemento * 1 compuesto * 1 sustancia pura .2. Estados de la Materia Unidad 1: Introducción al estudio de la materia Más de una vez habrás observado lo que ocurre mientras hierve un poco de agua, cómo se forman unas burbujas en su interior que luego ascienden a la superficie y se desprende vapor que se disemina en el ambiente. Por otro lado, qué ocurre cuando colocas unos cubos de hielo en tu vaso con refresco y lo dejas un momento, su tamaño va disminuyendo hasta que desaparecen, ¿verdad?; los cambios que has observado en estos dos procesos son simplemente la manifestación de los tres estados en los que se presenta la materia. En principio, todas las sustancias pueden existir en los tres estados de agregación en que se presenta la materia, sólido, líquido o gaseoso. La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto, por ejemplo los metales o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido, el alcohol o el aceite en estado líquido y el oxígeno o el CO 2 en estado gaseoso. El estado sólido se caracteriza por tener masa, volumen y forma definidos. Siempre que no apliquemos fuerzas que lo puedan deformar (como ocurriría con sustancias como la plastilina) o romper, la forma de un objeto sólido permanece fija, es decir no se pueden comprimir o expandir. El estado líquido se caracteriza por tener masa y volumen fijos, pero forma variable. Las sustancias líquidas adoptan la forma del recipiente que las contiene. Tampoco pueden comprimirse o incrementar su volumen. El estado gaseoso se caracteriza por tener masa fija, pero forma y volumen variables. Los gases adoptan la forma y ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene. Las condiciones que presenta nuestra superficie terrestre, permite que sólo algunas sustancias puedan hallarse de forma natural, en los tres estados, como en el caso del agua. Tomado de Conocimiento del Medio 6°, CEIP Maestro José Sabio http://conocimientosabio6.blogspot.com/2010/12/estados-de-la-materia.html Existe un cuarto estado de agregación, el plasma, que no está presente en cualquier parte, pero la encontramos por ejemplo en bulbos de luz fluorescente o las luces de neón. El plasma se halla también en el sol y las estrellas, que son grandes bolas de gases a temperaturas realmente altas. Los plasmas son bastante parecidos a los gases, pero los átomos son diferentes porque contienen los iones del elemento y sus electrones libres que han sido arrancados de sus átomos por efecto del calor o la electricidad. Para más información sobre el plasma visita: http://windows2universe.org/sun/Solar_interior/Sun_layers/Core/plasma_ state.html&lang=sp&edu=elem http://www.chem4kids.com/files/matter_plasma.html http://www-istp.gsfc.nasa.gov/Education/Mplasma.html http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=120&l=s 1.3. Estructura del Átomo Unidad 1: Introducción al estudio de la materia Desde épocas muy remotas existe el interés por conocer la naturaleza de la materia, podemos encontrar más información al respecto en http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=50&l=s o al ver el siguiente video: VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=tfzr7Yjv3-M La primera teoría con base científica, sobre el átomo es la Teoría de Dalton, cuyos postulados fueron reveladores para su época (1808): 1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. 2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes. 3. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas. 4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples. 5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. 6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos. La hipótesis de Dalton, tuvo vigencia durante mucho tiempo, en la que se afirmaba que el átomo era indivisible; sin embargo, los átomos permanecen indivisibles en los fenómenos químicos simples. En base a la teoría de Dalton se pudo establecer que: El átomo es la parte más pequeña en que se puede dividir una molécula. La molécula es la parte más pequeña en que se puede dividir la materia, sin cambiar sus propiedades naturales. Investigaciones realizadas posteriormente al trabajo de Dalton, llegaron a lo que conocemos actualmente: El átomo tiene una estructura interna que está formada por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones. Los protones y los neutrones se encuentran en el interior del núcleo y los electrones fuera de él. Las características principales de estas partículas subatómicas son: partícula símbolo masa (g) carga (Coulomb) carga electrón e - 9,1094 x 10 -28 - 1,6 x 10 -19 - 1 protón p 1,6726 x 10 -24 + 1,6 x 10 -19 + 1 neutrón n 1,6749 x 10 -24 0,00 0 Estudios posteriores han determinados la existencia de otras partículas subatómicas, tal como se puede observar en el siguiente video: VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=bfzrcG4Lbtw Observaciones: Si observamos las masas de las partículas subatómicas veremos que la masa del electrón es aproximadamente 1835 veces más liviana que el protón o el neutrón. El núcleo es pequeño, aproximadamente 1/10 13 del volumen total del átomo. Sabemos que las cargas iguales se repelen, sin embargo los protones permanecen dentro del núcleo debido a la presencia de los neutrones, eléctricamente neutros, que amortiguan y minimizan las repulsiones dentro del núcleo. Número atómico, número de masa e isótopos Los átomos de los distintos elementos se identifican por el número de protones y de neutrones que poseen: Número atómico, Z: indica el número de protones que se encuentran en el núcleo del átomo de un determinado elemento. la identidad química de un elemento está determinada por el número atómico. El núcleo de todos los átomos de un elemento en particular tienen el mismo número de protones, mientras que los átomos de elementos diferentes tienen distinto número de protones en sus núcleos; de esta manera por ejemplo, todos los átomos de oxígeno tienen ocho protones mientras que todos los átomos de carbono tienen seis protones en sus núcleos. Número de masa, A: está dado por el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo de un determinado elemento. A fin de dar mayor énfasis y claridad se suele escribir el número atómico como un subíndice a la izquierda del símbolo del elemento y el número de masa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento, tal como se muestra a continuación: Ejercicio 1.3 El potasio, K, (Z = 19), es un mineral que se encuentra en muchos alimentos diferentes, ayuda a mantener la presión arterial normal y también ayuda a que los músculos, incluyendo el corazón, se contraigan apropiadamente. a) Determina cuántos protones, electrones y neutrones están presentes en un átomo de potasio-41. b) Escribe su símbolo atómico incluyendo su número de masa y número atómico. Los isótopos son aquellos átomos que poseen el mismo número atómico, Z, pero tienen diferente número de masa, A. Por ejemplo, existen tres isótopos del hidrógeno, tal como se muestra a continuación: Para especificar a cuál de los isótopos nos estamos refiriendo, se escribe el número de masa después del nombre o del símbolo del elemento, por ejemplo carbono-12 o C-12. Una muestra de átomos de hidrógeno de existencia natural está conformada por 99,985 % de H-1 y 0,015 % de H-2, ya que el H-3 no existe de forma natural. Las propiedades químicas de los isótopos de cualquier elemento son prácticamente indistinguibles. Ejercicio 1.4 a) Identifica el o los pares de isótopos entre los átomos dados en la siguiente lista: b) Revisa la tabla periódica e identifica el o los elementos que tienen estos isótopos. Importante: En un átomo neutro se cumple que: # p = # e- entonces Z también nos informa sobre el # e-. Actividad 1.1 Ingresa al link dado a continuación, donde podrás encontrar, en la primera pestaña, información sobre la historia de los modelos atómicos; luego en la segunda puedes resolver las preguntas planteadas; en la tercera podrás "construir" átomos y por último en la cuarta pestaña, encontrarás un modelo interactivo sobre la estructura electrónica y algunos ejercicios, que te serán útiles una vez estudiada la segunda unidad: http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/ atomo/estructura.htm 1.4. Masa atómica - concepto de mol - masa molar Unidad 1: Introducción al estudio de la materia El número de partículas subatómicas (protones, neutrones y electrones) presentes en el átomo, determinan la masa del mismo. Por lo tanto, conociendo la masa de las partículas subatómicas, podemos determinar la masa de un átomo cualquiera, como por ejemplo, en el caso del átomo de nitrógeno, : Masa del átomo de nitrógeno = 7 p x masa protón + 7 n x masa neutrón + 7 e - x masa electrón = 7 p (1,673x10 -24 g/p) + 7 n (1,675x10 -24 g/n) + 7 e - (9,109x10 - 28 g/e - ) = 2,344x10 -23 g Como podemos observar, la masa de cada átomo es sumamente pequeña, por lo que resulta imposible trabajar con un sólo átomo de cualquier elemento. Sin embargo, para trabajar en cualquier experimento en el laboratorio, es necesario el conocer la masa, por ello se estableció el sistema de masa referencial, es decir, establecer las masas de los elementos en función de la masa de otro. Importante: Para elegir apropiadamente el patrón de referencia, se debe tener en cuenta que sea el más abundante. Mediante convenio internacional se estableció que el átomo de referencia sería elcarbono-12, por ser el más abundante en la naturaleza, asignándole una masa relativa de 12 uma (unidades de masa atómica). La unidad de masa atómica, uma, se define como la masa exactamente igual a la doceava (1/12) parte de la masa de un átomo de carbono-12. Masa atómica promedio La mayor parte de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos con diferentes abundancias relativas, por ello conociéndolas, se puede determinar la masa atómica promedio del elemento, así por ejemplo: Problema 1.1 El silicio, que representa el 25 % de la masa de la corteza terrestre, está constituido por una mezcla de tres isótopos naturales según se muestra en la siguiente tabla: Isótopo Masa (uma) abundancia relativa (%) 28 Si 27,976927 92,23 29 Si 28,976495 4,67 30 Si 29,973770 3,10 Para determinar la masa atómica promedio se debe tener en cuenta el aporte en masa de cada isótopo según su abundancia relativa: masa atómica promedio = 28,085509 uma Concepto de mol Ejercicio 1.5 ¿Cuántos lápices hay en una docena de lápices? ¿Cuántas monedas de 5 soles habrá en un millar de monedas de 5 soles? ¿Cuántos IPod hay en una caja que contiene 3 cientos de Ipod? ¿Cuántas mini memory cards hay en una caja que contiene una gruesa* de mini memory cards? (*Revisa la definición N° 10 en http://buscon.rae.es/draeI/SrvltConsulta?TIPO_BUS=3&LEMA=gruesa) Existen otros términos como docena, millar, ciento, gruesa, etc., que nos informan sobre la cantidad de objetos a los que nos referimos y que elegimos según el número de ellos. Como hemos visto, los átomos son partículas sumamente pequeñas y en los objetos que los contienen hay muchísimos de ellos, por ejemplo la partícula de polvo más pequeña que podemos observar a simple vista contiene alrededor de 1x10 16 átomos, por lo tanto, para poder referirnos a determinada cantidad de ellos, así como de otros "objetos" microscópicos, necesitamos hacer uso de una unidad científica estándar, que se denomina "mol" y que representa a 6,023x10 23 "objetos". Importante En el sistema internacional de unidades, SI, el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas), como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de carbono-12. En otras palabras: un mol es el número de átomos de 12 C que hay en 12 g de dicho isótopo. El número real de átomos de C-12 que se encuentran en 12 g de 12 C se denomina el número de Avogrado, N A , en honor al científico italiano Amadeus Avogadro; es decir, el número de objetos presentes en un mol: N A = 6,022 x 10 23 Observación La masa de un mol de átomos de 12 C tiene el valor de 12 g, numéricamente igual al de la masa de un átomo de 12 C que es de 12 uma, en consecuencia: La masa de un átomo de un elemento (en uma), es numéricamente igual a la masa (en gramos) de un mol de átomos de dicho elemento. En consecuencia, si la masa de un átomo de hierro, Fe, tiene el valor de 55,85 uma, podemos afirmar que la masa de un mol de átomos de hierro es de 55,85 g, es decir: 55,85 uma ⇔ 1 átomo de Fe 55, 85 g ⇔ 1 mol de átomos de Fe De donde podemos escribir: Y podemos obtener las siguientes equivalencias: 1 g = 6,022x10 23 uma 1 uma = 1,661x10 -24 g Problema 1.2 En base a lo estudiado hasta el momento, podemos aplicar el concepto de mol a la cantidad de partículas presentes en los átomos, por ejemplo, para el átomo de , podemos afirmar: cantidad de # p # n # e - 1 átomo 7 7 7 1 mol de átomos 7 moles 7 moles 7 moles 6,022 x 10 23 átomos 4,2154 x 10 24 4,2154 x 10 24 4,2154 x 10 24 Problema 1.3 Tal como trabajamos con otras unidades de cantidad, también podemos trabajar con fracciones y múltiplos de mol, así por ejemplo, si tenemos 45 g de silicio, Si, podemos determinar cuántas moles de Si (moles de átomos de Si) tenemos: Anteriormente determinamos que la masa atómica promedio del Si es 28,055 uma, es decir, la masa de 1 mol de átomos de Si será de 28,055 g, en consecuencia: Ejercicio 1.6 En una caja de gelatina se observa la siguiente leyenda: Composición por cada porción de 5,67 g: Calcio: 1,7 g; Sodio: 55 mg y Vitamina C: 12 mg En base a esta información determina para el calcio, Ca, (masa atómica = 40 uma): cuántas moles de calcio están presentes. cuántas moles de electrones están contenidos en ésos átomos de . cuántos neutrones están contenidos en esa cantidad de . La masa atómica del . ¿El origen del término "mol"? El término "mol" no fue acuñado por Avogadro pero su trabajo originó la unidad que denominamos "mol". Probablemente el primero en usarlo haya sido Wilhelm Ostwald alrededor de 1900. Es posible que la palabra derive del latin "molus" que significa "pila pequeña". Otra fuente indica que el término "mol" puede provenir del alemán "molekulargewicht". Algunos han sugerido que proviene del fraccionamiento de la palabra "molécula"; sin embargo, no se conoce el origen real. Adaptado y tomado de http://www.moleday.org 1.5. Moléculas, iones y fórmulas químicas Unidad 1: Introducción al estudio de la materia Moléculas Son agregados o grupos de por lo menos dos o más átomos, en una relación definida, que se mantienen unidos mediante fuerzas químicas denominadas "enlaces covalentes" (por compartición de electrones), se mueven y actúan juntas como si fuesen una sola identidad. Tipo de moléculas Diatómicas: Moléculas que contienen dos átomos. H 2 , Cl 2 , HCl Poliatómicas: Moléculas que contienen más de dos átomos. CH 3 CH 2 OH, CHCl 3 , O 3 , C 6 H 12 O 6 ,C 5 H 5 N, H 2 O Homoatómicas: Moléculas que contienen dos o más átomos de un mismo elemento (forman elementos). H 2 , Cl 2 , O 3 , P 4 Heteroatómicas: Moléculas que contienen al menos dos átomos de dos o más elementos (forman compuestos). CH 3 CH 2 OH, CHCl 3 , H 2 O, C 6 H 12 O 6 , C 5 H 5 N Importante Algunos elementos existen como moléculas homoatómicas, formadas por átomos del mismo elemento, como por ejemplo el hidrógeno, H 2 , el cloro, Cl 2 , el ozono, O 3 , el oxígeno, O 2 , etc. Al igual que los átomos, las moléculas son electricamente neutras. Iones Están formados por un átomo o un grupo de átomos, que tienen una carga neta positiva o negativa, en consecuencia pueden ser de dos tipos: Los cationes: se forman cuando el átomo neutro pierde uno o varios de sus electrones, en consecuencia son iones de carga neta positiva. átomo neutro: 11 protones 11 electrones catión: 11 protones 10 electrones Los aniones: se forman cuando el átomo neutro gana uno o más electrones, en consecuencia son iones de carga neta negativa. átomo neutro: 17 protones 17 electrones anión: 17 protones 18 electrones El cloruro de sodio que consumimos con nuestros alimentos, es un compuesto iónico formado por un catión sodio, Na + , y un anión cloruro, Cl - : Ión Monoatómicos: provienen de un sólo átomo Poliatómicos: contienen más de un átomo Cationes Li + ; Na + ; K + ; Mg 2+ ; Ca 2+ ; Ba 2+ ; Al 3+ NH 4 + ; PH 4 + Aniones O 2- ; N 3- OH - ; CN - ; NO 3 - ; CO 3 2- ; SO 4 2- ; Cr 2 O 4 2- Importante Los compuestos iónicos están formados por aniones y cationes que se mantienen unidos por el denominado enlace iónico. Los compuestos iónicos no son moléculas. En el enlace iónico el catión cede sus electrones al anión. Fórmulas químicas Nos indican qué elementos participan en la formación de una molécula o de un compuesto iónico y la relación que guardan entre sí los átomos que la conforman. Nombre del compuesto Tipo de compuesto Elementos participantes Relación Fórmula global Contenido por mol de compuesto ácido sulfúrico molecular hidrógeno, H azufre, S oxígeno, O 2 : 1 : 4 H 2 SO 4 2 moles de átomos de H 1 mol de átomos de S 4 moles de átomos de O Benceno molecular carbono, C hidrógeno, H 6 : 6 C 6 H 6 6 moles de átomos de C Nombre del compuesto Tipo de compuesto Elementos participantes Relación Fórmula global Contenido por mol de compuesto 6 moles de átomos de H ácido nítrico molecular hidrógeno,H nitrógeno, N oxígeno, O 1 : 1: 3 HNO 3 1 mol de átomos de H 1 mol de átomos de N 3 moles de átomos de O Amoníaco molecular nitrógeno, N hidrógeno, H 1 : 3 NH 3 1 mol de átomos de N 3 moles de átomos de H cloruro de calcio iónico ion calcio, Ca 2+ iones cloruro, Cl - 1 : 2 CaCl 2 1 mol de iones Ca 2+ 2 moles de iones Cl - óxido de magnesio iónico ion magnesio, Mg 2+ ion oxígeno, O 2- 1 : 1 MgO 1 mol de iones Mg 2+ 1 mol de iones O 2- óxido de aluminio iónico iones aluminio, Al 3+ iones oxígeno, O 2- 2 : 3 Al 2 O 3 2 moles de iones Al 3+ 3 moles de iones O 2- óxido férrico (herrumbre) iónico iones fierro, Fe 3+ iones oxígeno, O 2- 2 : 3 Fe 2 O 3 2 moles de iones Fe 3+ 3 moles de iones O 2 - Importante Si nos referimos a una molécula de ácido sulfúrico, diremos que está formada por átomos de hidrógeno, H; azufre, S; y oxígeno, O, en la relación 2 : 1 : 4 y que su fórmula global es H 2 SO 4 . Debemos tener en cuenta que si nos referimos a una molécula de H 2 SO 4 , en ella tendremos 2 átomos de H, 1 átomo de S y 4 átomos de O. Observación Los compuestos iónicos no forman moléculas como tales, en realidad son agregados iónicos donde los cationes y los aniones se mantienen unidos por fuerzas de carácter electrostáticas (cargas opuestas que se atraen) y se representan como unidades formulares neutras donde las cargas opuestas son equivalentes. Muchas veces nos es más útil representar los compuestos químicos mediante las fórmulas estructurales, que nos muestran la forma cómo están enlazados los átomos dentro del compuesto, tal como se muestra a continuación: Nombre del compuesto Elementos participantes Relación Fórmula global Fórmula semidesarrollada Fórmula estructural Benceno carbono, C hidrógeno, H 6 : 6 C 6 H 6 C 6 H 6 Etileno carbono, C hidrógeno, H 2: 4 C 2 H 4 CH 2 =CH 2 Acetileno carbono, C hidrógeno, H 2 : 2 C 2 H 2 HC≡CH etanol carbono, C hidrógeno, H oxígeno, O 2 : 6 : 1 C 2 H 6 O CH 3 CH 2 OH éter carbono, C hidrógeno, H oxígeno, O 2 : 6 : 1 C 2 H 6 O CH 3 OCH 3 amoníaco nitrógeno, N hidrógeno, H 1 : 3 NH 3 NH 3 Nombre del compuesto Elementos participantes Relación Fórmula global Fórmula semidesarrollada Fórmula estructural etilamina carbono, C hidrógeno, H nitrógeno, N 2 : 7 : 1 C 2 H 7 N CH 3 CH 2 NH 2 dimetilamina carbono, C hidrógeno, H nitrógeno, N 2: 7 : 1 C 2 H 7 N CH 3 NHCH 3 Observemos el caso del etanol y el éter, vemos que ambas sustancias tienen los mismos elementos participantes y en las mismas proporciones; C : H : O en 2 : 6 : 1; lo mismo ocurre en el caso de la etilamina y la dimetilamina donde C : H : N es 2 : 7 : 1. Debemos tener en cuenta que en cada caso, ambas sustancias tienen distintas propiedades y comportamiento químico. Ejercicio 1.7 En base a lo planteado y lo observado en las tablas, ¿cómo definirías: fórmula global? fórmula estructural? fórmula semidesarrollada? ¿En qué casos consideras que es más conveniente usar una u otra fórmula? Fórmulas empírica y molecular Las fórmulas que hemos visto, nos indican la cantidad de átomos de cada tipo que están presentes en la molécula en estudio, así como cuál es la relación existente entre ellos, éstas se denominan fómulas moleculares. Analizemos por ejemplo, el caso del amoníaco, NH 3 , donde podemos observar que la relación entre los átomos de N : H es de 1 : 3, que es la relación mínima posible entre ellos. Por otra parte, en el caso del ácido sulfúrico, H 2 SO 4 , vemos que la relación entre átomos de H : S : O es 2 : 1 : 4, que tambiénes la mínima relación posible. Fijémonos ahora en el benceno, C 6 H 6 , donde la relación que presenta entre los átomos C : H es 6 : 6sin embargo podemos establecer que la relación mínima sería de 1 : 1. Veamos también el caso del acetileno, C 2 H 2 , cuya relación entre átomos C : H es de 2 : 2 pero su relación mínima es de 1 : 1. En base a lo analizado podemos establecer que la fórmula empírica nos indica cuál es la relación mínima existente entre los átomos que están presentes en la molécula en estudio: Compuesto Fórmula molecular Fórmula empírica Compuesto Fórmula molecular Fórmula empírica benceno C 6 H 6 CH acetileno C 2 H 2 CH glucosa C 6 H 12 O 6 CH 2 O ácido acético CH 3 COOH CH 2 O Problema 1.4 Podemos determinar fácilmente la masa de una molécula de cualquier sustancia, conociendo las masas atómicas de cada uno de los átomos que la conforman, por ejemplo, para el ácido acético: 2 átomos de C ⇒ 2 átomos C x 12 uma / átomo C = 24 uma 4 átomos de H ⇒ 4 átomos H x 1 uma / átomo H = 4 uma 2 átomos de O ⇒ 2 átomos O x 16 uma / átomo O = 32 uma masa de 1 molécula de CH 3 COOH 60 uma Como vimos anteriormente, la masa de un átomo se expresa en uma y la masa de un mol de átomos se expresa en gramos, análogamente, la masa de una molécula se expresa en uma y la masa de un mol de moléculas se expresa en gramos. En consecuencia, podemos afirmar que la masa de un mol de moléculas de ácido acético (o simplemente un mol de ácido acético) es de 60 g/mol, que se le denomina, masa molar. Recuerda La masa de una partícula (átomo o molécula) se expresa en unidades de masa atómica, uma La masa de un mol de partículas (de átomos o de moléculas) se expresa en gramos, g Normalmente cuando se analiza una sustancia, se obtiene la composición porcentual de la misma, es decir el porcentaje en que están presentes cada uno de los elementos detectados. Con esta información se puede determinar cuál es la fórmula empírica de la sustancia en estudio y, conociendo la masa molar de dicha sustancia, es posible conocer cuál es la fórmula molecular de la misma, por ejemplo: Problema 1.5 El azúcar es una sustancia capaz de modificar las propiedades del concreto, así en dosificaciones mayores a 0,25 % del peso del cemento acelera el proceso de fraguado y menores a 0,25 % del peso del cemento actúa como retardador del proceso. El azúcar que consumimos es la sacarosa, cuya composición química es de 42,11 % de carbono, C; 6,43 % de hidrógeno, H y 51,46 % de oxígeno, O. Determinemos la fórmula empírica de la sacarosa: Lo primero que debemos hacer es fijar una determinada masa de sacarosa para poder trabajar, dado que la composición es porcentual, lo más sencillo es considerar 100 g de sacarosa, por lo tanto, tendremos 42,11 g de C; 6,43 g de H y 51,46 g de O y con esta información determinamos cuántas moles de cada elemento están presentes: Para determinar la fórmula empírica necesitamos conocer cuál es la relación mínima entre los átomos participantes, teniendo en cuenta que deben ser valores enteros, para ello hallamos el mínimo común divisor (dividimos entre el menor de los valores): C : 3,51 ÷ 3,22 = 1,090 este valor no podemos aproximarlo a 1,0 H : 6,43 ÷ 3,22 = 1,997 este valor podría aproximarse a 2,0 O : 3,22 ÷ 3,22 = 1,000 Dado que buscamos valores enteros, buscamos el múltiplo menor que cumpla con el requisito de ser la mínima relación, en nuestro caso se trata del 11, por lo tanto obtenemos: C : 1,090 x 11 = 11,99 ⇒ 12,00 H : 1,997 x 11 = 21,97 ⇒ 22,00 O : 1,000 x 11 = 11,00 Por lo tanto, la relación de átomos C : H : O es 12 : 22 : 11 y la fórmula empírica, FE, de la sacarosa será C 12 H 22 O 11 Para poder determinar la fórmula molecular, FM, de la sustancia en estudio, es necesario conocer la masa molar, para saber cuántas veces contiene a la masa de la fórmula empírica. En el caso de la sacarosa, se sabe que su masa molar es de 342 g/mol, por lo que debemos determinar cuál es la masa de la fórmula empírica: masa FE = 12 mol C(12 g C/mol C) + 22 mol H(1 g H/mol H) + 11 mol O(16 g O/mol O) masa FE = 342 g En consecuencia, encontramos que en este caso : FM = FE Ejercicio 1.8 En la leyenda de una caja e gelatina se afirma que contiene vitamina C, que previene la formación del escorbuto. Se sabe que su masa molar es de 178 g/mol y tiene una composición porcentual de 40,45 % de carbono, 5,62 % de hidrógeno y 53,93 % de oxígeno. Determinar, para la vitamina C: la fórmula empírica la fórmula molecular De las fórmulas estructurales Ay B, que se muestran a continuación, justifica cuál de ellas le corresponde a la vitamina C: A B Unidad 2: Estructura electrónica de los átomos y tabla periódica de los elementos Índice de la Unidad 2 2.1. Introducción 2.2. Ondas Electromagnéticas - Teorías de Planck y Bohr 2.3. Configuración electrónica de los átomos y números cuánticos 2.3.1. Principio de exclusión de Pauli - Principio de Aufbau - Regla de Hund 2.3.2. Energía de los orbitales 2.3.3. Propiedades magnéticas - electrón diferenciador y de valencia 2.3.4. Carga nuclear efectiva 2.4. Tabla periódica de los elementos y propiedades periódicas 2.1. Introducción La tabla periódica la conocen todos, pero saben ... ... ¿cuál fue su origen, de dónde salió, quién tuvo la idea de ordenar los elementos químicos de esa manera, en qué año? Figura 2.1. Dimitri Mendeleiev (Tomado de: http://www.chem.msu.su/eng/misc/mendeleev/welcome.html) En 1869, el científico Dimitri Mendeleiev ideó una forma de organizar los elementos químicos conocidos en su época. Él colocó los elementos químicos conocidos, en orden de peso atómico, y luego los agrupo en filas y columnas, teniendo en cuenta sus propiedades químicas y físicas. Mendeleïev en esa época no tenía idea de cómo estaban conformados los átomos, cuál era su configuración electrónica, qué eran los orbitales atómicos; sin embargo, fue capaz de organizar la tabla periódica casi exactamente como la conocemos hoy en día. Él dejó en la tabla periódica algunos casilleros vacíos, que debían ser llenados por unos elementos que eran desconocidos en 1869. Mendeleïev tuvo éxito en predecir la existencia y propiedades de esos nuevos elementos. Paralelamente en la misma época, Meyer, químico alemán, ponía en evidencia una cierta periodicidad, él llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. Historia de la tabla periódica http://www.lenntech.es/periodica/historia/historia-de-la-tabla- periodica.htm#ixzz1CfYZbASp Conforme se iban descubriendo nuevos elementos, como los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos radioactivos, ya no era posible compaginar estos descubrimientos y ordenarlo únicamente por peso atómico. Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número de cargas positivas del núcleo. La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que el ordenamiento de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas. Figura 2.2. Tabla periódica de Mendeleiev (Tomado de: http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos#Tabla_peri.C3.B3dica_de_Mendel.C3.A9yev) Teoría Cuántica En 1900 se inicia una nueva era para la física y la química, el joven físico alemán Max Plank, postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos. Hasta esa fecha se suponía que la energía era continua y que en un proceso de radiación se podía liberar cualquier cantidad de energía. La teoría cuántica de Planck revolucionó la física y de hecho, la serie de investigaciones que siguieron modificaron el concepto de la naturaleza. 2.2. Ondas Electromagnéticas - Teorías de Planck y Bohr Unidad 2: Estructura electrónica de los átomos y tabla periódica de los elementos Para poder comprender la teoría cuántica de Plank, debemos revisar algunos conceptos sobre ondas. Una onda es una perturbación que se propaga desde el punto en que se produjo hacia el medio que rodea ese punto. Todas las ondas, menos las ondas electromagnéticas, requieren de un medio físico para propagarse. Éste medio físico se deforma y se recupera vibrando al paso de la onda. Una onda transporta energía y cantidad de movimiento, pero no transporta materia. Esto quiere decir que las partículas vibran alrededor de la posición de equilibrio pero no viajan con la perturbación. En función del medio físico que requieren las ondas para su propagación, éstas se clasifican en mecánicas y electromagnéticas. Las ondas mecánicas requieren un medio físico para propagarse. Las electromagnéticas no requieren de un medio físico, se pueden propagar en el vacío. Ejercicio 2.1 Realicemos dos experimentos: Primer experimento: Si golpeamos con una piedra un tubo metálico, oímos el ruido (sonido) que se emite, éste es una perturbación que se ha propagado en el aire. Segundo experimento: Si golpeamos el mismo tubo metálico con una piedra, pero ahora pegamos nuestra oreja al tubo, oímos el sonido, éste también será una perturbación, pero que se transmite a través del metal. ¿Será de la misma intensidad el sonido en ambos experimentos? ¿Qué puedes concluir sobre el medio de propagación de una onda? ¿El sonido será una onda mecánica o una onda electromagnética? Propiedades de las ondas Las ondas se caracterizan por su longitud de onda, frecuencia y amplitud. La longitud de onda (λ, lambda), es la distancia entre dos crestas sucesivas de la onda, se mide en unidades de longitud. La frecuencia (ʋ, nu) es el número de ondas que pasan por un punto en un segundo, sus unidades sonsegundo -1 . La amplitud es la distancia vertical de la línea media a la cresta de la onda o al valle. Actividad Interactiva 2.1 Ingresa al siguiente enlace: http://teleformacion.edu.aytolacoruna.es/FISICA/document/fisicaInteractiva/Ondasbachillerato/ longOnda_Frec/plotsin.html Trabaja la secuencia interactiva, que se muestra en la página web desplegada. Analiza haciendo uso del ejercicio interactivo, cómo varía la longitud de onda con la variación de la frecuencia. Determina si la variación existente entre la longitud de onda y la frecuencia es directa o inversamente proporcional. Deben tener en cuenta que: Una onda electromagnética consiste en la vibración simultánea de dos campos de ondas, eléctrico y magnético, que se propagan en el espacio. La luz es una onda electromagnética y en el vacío se propaga a una velocidad constante, c, conocida como la velocidad de la luz, con un valor de 3,0 x 10 8 m/s En toda onda de luz se cumple que, que la velocidad de la luz es igual al producto entre la longitud de onda λ (expresado en m) por la frecuencia ʋ (expresada en s -1 ), por tanto velocidad de la luz, c (se expresa en ms -1 ). c = λ ʋ Ejercicio 2.2 1. Se tienen dos ondas electromagnéticas, X001 y X002; si se conoce que la frecuencia de X001 es mayor que la frecuencias de X002: a. ¿cuál de las dos ondas, tendrá mayor longitud de onda? b. Si la longitud de onda de X001 aumenta, cómo varía la frecuencia de la misma onda? c. Si la longitud de onda de X002 es de 350 nm, cuál será el valor de la frecuencia? Ten cuidado con las unidades. 2. Una onda electromagnética presenta una frecuencia de 2 x 10 15 Hz, determina el valor de la longitud de onda, expresa tu respuesta en metros y en nm. NOTA: 1 m = 10 9 nm 1 Hz = 1 s -1 Radiación Electromagnética Se denomina radiación electromagnética a la emisión y transmisión de energía en forma de ondas electromagnéticas. Las ondas electromagnéticas viajan en el vació a la velocidad de la luz (3,0 x 10 8 m/s). Gracias a las investigaciones realizadas y a los avances hechos en este campo, podemos hoy en día saber cuál es la naturaleza de la luz: la luz es una perturbación de carácter electromagnético, que se transmite en el vacío. En la siguiente figura pueden observar los difentes tipos de radiación electromagnética, cada una de ellas tiene diferentes valores de longitud de onda y por ende, de frecuencia de radiación. (Tomado de: http://1.bp.blogspot.com/_w1kycNNBkOE/Sw9c8F1HQ7I/AAAAAAAABPw/uJZaCm4HDpI/s1600/ espectro+electromagnetico.png) El espectro electromagnético se extiende desde la radiación de menor longitud de onda, como los rayos gamma y los rayos X, pasando por la luz ultravioleta, la luz visible y los rayos infrarrojos, hasta las ondas electromagnéticas de mayor longitud de onda, como son las ondas de radio. Observación Las ondas de menor longitud de onda son las de más alta frecuencia. Cuanto mayor sea la frecuencia mayor será la energía de la onda, esto lo veremos más adelante. Teoría Cuántica de Planck Si nos imaginamos un trozo de hierro, Fe, que se coloca al fuego durante un tiempo, al retirarlo podemos sentir el calor que está emitiendo y percibir una coloración rojiza. Si observamos el interior de un foco de luz incandescente de una lámpara, veremos un alambre, éste es de tungsteno (W); si “prendemos” la lámpara, la corriente llega al alambre de tungsteno, le proporciona energía y de inmediato observamos que se vuelve incandescente y emite una luz blanca brillante. El alambre es tungsteno, emite una radiación que cae dentro del espectro electromagnético. Los sólidos, al calentarse, emiten radiación electromagnética, esta radiación puede abarcar una gran gama de longitudes de onda. Si estas longitudes de onda caen dentro del espectro visible las podremos ver. Observen en el grafico del espectro electromagnético, el rango de longitud de onda del VISIBLE. No debemos olvidar que hay otras regiones del espectro electromagnético que no podemos ver, pues sus longitudes de onda no caen en la región del visible, sin embargo están presentes, todos sabemos que los rayos UV (ultravioleta) penetran a la capa terrestre y causan estragos en la piel, no los vemos pero sabemos que debemos protegernos de ellos. La razón por la que no vemos esta radiación es porque no cae dentro del visible y nuestros ojos no son capaces de percibirlos. Ahora bien, hacia finales del siglo XIX, estas mismas demostraciones llevaron a los científicos a establecer que la cantidad de energía radiante emitida por un objeto a cierta temperatura dependía de la longitud de onda, pero no podían ellos en esa época y con los conceptos que tenían, explicar la razón. El físico alemán Max Planck, resolvió el problema en 1900, con una suposición que se apartaba de las teorías que por aquella época manejaban los científicos. Él postuló que la materia (átomos y moléculas) podían emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas (como pequeños paquetes). Planck les dio el nombre de cuanto de energía y lo definió como la mínima cantidad de energía que podía ser emitida o absorbida en forma de radiación electromagnética. La energía (E) de un solo cuanto de luz estaba dada por: E= h ʋ Donde: • h, es la constante de Planck, cuyo valor es 6,63x10 -34 J.s/fotón • ʋ, es la frecuencia de la radiación. Ejercicio 2.3 Observen la figura que se da a continuación: (Tomado de: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Electromagnetic_spectrum-es.svg Author: Horst Frank) 1. 2. 3. Luego de analizar la figura del espectro y teniendo en cuenta la ecuación de Planck, lleguen a una conlusión sobre si la energía involucrada en los rayos gamma, será mayor, menor o igual a la energía involucrada en la región del infrarrojo; y den una explicación. NO realicen cálculos, solo analicen la figura y tengan en cuenta la ecuación de Planck. 2. Si en la figura se fijan en la radiación cuya longitud de onda tiene un valor de 600 nm, podemos observar que cae en el visible. Calculen la frecuencia de esa radiación. Tengan en cuenta que la velocidad de la luz, relaciona la frecuencia con la longitud de onda. Calculen la energía de la radiación. Tengan presente que la energía está dada por un solo cuanto de luz. Calculen la energía de un mol de cuantos de esa radiación. 3. Si se tiene una energía de 6,63 x 10 -19 J , determine la frecuencia y la longitud de onda de esta radiación y estimen en qué región del espectro cae. Contribución de Bohr a la teoría atómica moderna Si nos situamos en el año 1913, poco después de los descubrimientos de Planck y de Einstein (cabe señalar que Einstein denominó fotón, a lo que Planck llamó cuanto), los científicos consideraban a los átomos, como unidades donde los electrones giraban a grandes velocidades alrededor del núcleo, en orbitas circulares. Este modelo resultaba atractivo, pues se asemejaba al modelo solar. Pero los científicos de la época, con estas consideraciones no lograban explicar la razón por la que los espectros de emisión de los átomos al estado gaseoso, no mostraban una distribución continua de longitudes de onda del rojo al violeta; en lugar de ello, los átomos producían líneas brillantes en diferentes partes del espectro visible. Estos espectros de líneas corresponden a las emisiones de luz solo a longitudes de onda específicas. Antes de continuar, un espectro de emisión, explicado de manera muy sencilla, se muestra en la siguiente figura: En un tubo de descarga, se coloca el elemento al estado gaseoso; el tubo de descarga tienen en su interior un par de electrodos. Se aplica un alto voltaje al tubo de descarga, la corriente eléctrica fluye de un electrodo al otro. La energía es absorbida por el elemento, produciéndose la emisión de luz correspondiente al elemento en estudio; la luz emitida se colecta y pasa por una pequeña rendija, hacia un prisma en donde se descompone. Cada componente de color se enfoca en una posición diferente e imprime su huella en la placa fotográfica que esta a continuación del prisma. De esta manera se obtiene los espectros de emisión de cada elemento. Actividad interactiva 2.2 Ingresa al enlace: http://jersey.uoregon.edu/vlab/elements/Elements.html Elige un elemento de la tabla periódica que ahí se muestra y observa el espectro de emisión. Repite con varios elementos para que observes la diferencia que existe entre ellos. Luego analiza el espectro de emisión del hidrógeno y observa cuántas líneas tiene el espectro del átomo de hidrógeno. Postulado de Niels Bohr Bohr describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo y girando a su alrededor un electrón. En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo. Con estas consideraciones, Niels Bohr propuso un modelo atómico, en el que imponía estrictas consideraciones, también llamados los postulados de Bohr: El único electrón del átomo de hidrógeno, gira alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía. El único electrón del átomo de hidrógeno, podría ser localizado solo en ciertas orbitas. Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética. Bohr estableció que para cada órbita permitida, la energía estaría cuantizada conforme a la ecuación: E n = - R H (1/n 2 ) Donde: E n : representa la energía del átomo de hidrógeno en función del nivel en donde se encuentra n : (número entero, que puede tomar los valores n=1, 2, 3, ...) denominado número cuántico, indica la órbita o nivel en donde se encuentra el electrón. R H , la constante de Rydberg, que tiene un valor de 2,18 x 10 -18 J/fotón El signo negativo en la ecuación es una convención arbitraria, que nos indica que existe una energía de atracción del núcleo sobre el electrón. Cuando el electrón del átomo de hidrógeno se encuentra en el nivel 1, se dice que se encuentra en el estado basal o fundamental; el nivel basal (n=1) es el nivel de mínima energía, el átomo se encuentra estable. Cuando el electrón del átomo de hidrógeno absorbe energía, puede subir a niveles más altos de energía, pero solo a valores establecidos (n= 1,2, 3,..) Si hacemos la siguiente analogía: Si la esfera fuera una pelota y se le diera una patada (energía) para que suba la escalera, ésta nunca se podría quedar suspendida entre dos escalones. Si el impulso no es tan fuerte, no alcanza el escalón deseado y cae al escalón más bajo. Ahora bien: La pelota sería el electrón, la patada sería la energía proporcionada. Ésta energía es la que el electrón absorbe y puede llegar a ciertos escalones, que son los niveles energéticos. Ejercicio 2.4 Un electrón del átomo de hidrógeno que se encuentra en el nivel basal (n=1), absorbe energía y sube al nivel (n=2). La energía absorbida en esa transición se calcula ΔE=E 2 - E 1 En toda transición electrónica de un nivel n inicial a otro nivel n final , la variación de energía ΔE (delta de energía) del átomo será: ΔE= E final - E inicial 1. Calcula la energía absorbida en el salto energético del nivel 1 al nivel 2. Señala el signo de la energía ABSORBIDA. 2. Repite el cálculo, pero ahora considera que el electrón se encuentra en el nivel 2 y cae energéticamente al nivel basal. Señala el signo de la energía EMITIDA. 3. Determina la energía del nivel n = 3. Analiza y concluye si los espaciados entre niveles tienen el mismo valor, si aumentan o si se van haciendo cada vez más pequeños. Justifica tu respuesta. 4. Calcula la energía necesaria para llevar el electrón del nivel basal al nivel infinito. El nivel infinito implica que el electrón sale del átomo. Relación entre la energía involucrada en un salto energético con la frecuencia o longitud de onda Si podemos calcular la energía absorbida por un electrón (cuando sube de nivel energético) o la energía emitida, cuando éste baja de nivel energético, podemos también relacionar la variación de energía con la longitud de onda o con la frecuencia involucrada en esa energía. Para ello recordemos: Que la energía de un fotón se puede calcular. ΔE es mayor que cero, implica que el electrón absorbe energía, o sube de nivel energético. ΔE es menor que cero, implica que el electrón libera o emite energía, o baja de nivel energético. ΔE es igual a cero, implica que no ha ocurrido ninguna transición electrónica. 2.3. Configuración electrónica de los átomos y números cuánticos Unidad 2: Estructura electrónica de los átomos y tabla periódica de los elementos Sin duda alguna, Bohr contribuyó de manera significativa a la comprensión de los átomos y su teoría de que la energía de un electrón en un átomo está cuantizada sigue prevaleciendo en el siglo XXI. Pero su teoría no describía el comportamiento de los electrones en un átomo polielectrónico. Fue en 1926 que Erwin Schrödinger, físico austriaco, desarrolló una ecuación que permite describir el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas. A esta ecuación Schrödinger la llamo función de onda ψ(psi). Explicación ingeniosa, que hace referencia a una paradoja que surge de un célebre experimento imaginario propuesto por Erwin Schrödinger en el año 1937 para ilustrar las diferencias entre interacción y medida en el campo de la mecánica cuántica. Antes de continuar debemos aclarar algunos conceptos: Orbital atómico Un orbital atómico es la máxima probabilidad de encontrar a un electrón. Para entenderlo mejor utilizaremos la siguiente analogía. Si un alumno sale todos los días de su casa a la misma hora, camina por la misma ruta hasta llegar a la universidad, una vea ahí siempre usa el mismo camino para llegar a su aula, en ella permanece 4 horas, de ahí sale y va por el mismo camino a la cafetería. Si esto lo repite todos los días desde las 7:00am que sale de clase hasta la 1:00 pm que sale de la cafetería. Podríamos saber dependiendo de la hora donde podríamos ubicarlo. La probabilidad de encontrarlo en ese recorrido es muy alta. Si pensamos ahora que la ruta seguida por el alumno es el orbital y que el alumno es el electrón. La probabilidad de encontrar al electrón es muy alta dentro del orbital. Configuración electrónica Expresa la secuencia de los electrones contenidos en un átomo, estos electrones se encuentran en los orbitales. Las características de estos orbitales (nivel, forma y orientación), está definida por los números cuánticos Los números cuánticos Los números cuánticos son los parámetros de la función de onda, ellos definen las características de los orbitales. NÚMEROS CUÁNTICOS Los números cuánticos son los parámetros de la función de onda, ellos definen las características de los orbitales. Estos son: El número cuántico principal (n) Nos informa sobre el tamaño y el nivel de energía del orbital. Los valores que puede tomar el número cuántico principal n, son números enteros que van desde n= 0, 1, 2,…. A mayor número cuántico más grande será el orbital y tendrá una mayor energía. Implica que estará más alejado del núcleo de un átomo. El número cuántico azimutal o del momento angular (l) Nos informa sobre la forma que adopta el orbital. Depende del número cuántico n. Los valores que puede tomar el número cuántico azimutal ( l ), son números enteros que van desde l = 0, 1, 2,… n-1. Se les signan letras referentes a la forma que adoptan: Valores de l Nombre del orbital Forma característica del orbital l = 0 Orbital “s” esférica l =1 Orbital “p” Bi-lobular l =2 Orbital “d” Tetra-lobular l =3 Orbital “f” Octa-lobula El número cuántico magnético (m) Nos informa sobre la orientación espacial del orbital. Depende del número cuántico (l). Los valores que puede tomar el número cuántico magnético (m), son número enteros que van desde m = - l, ….0….+ l. Actividad Interactiva 2.3 Ingresen al link http://winter.group.shef.ac.uk/orbitron/AOs/4s/index.html Y observen el tamaño, forma y orientación de cada uno de los orbitales. Número de electrones que alberga un orbital Cada orbital puede albergar hasta dos electrones. Analicemos que información nos proporciona la siguiente información: orbital 2s Con esa información sabremos que el orbital: se encuentra en el nivel 2 (número cuántico n=2), que tiene forma esférica (orbital s, significa que tiene un l=0), y que su número cuántico magnético, m=0; es decir no importa como se coloque tendrá la misma información. Si pensamos en la esfera esto es cierto. Sabemos además que cada orbital puede albergar hasta dos electrones, ¿cómo poder diferenciar a los dos electrones? Para ello se emplea un cuarto número cuántico, el del espín electrónico s, también se le da la notación m s . El número cuántico del espín electrónico (s) Es propio del electrón, no depende del orbital Puede tomar solo dos valores + ½ ó – ½ Los signos opuestos indican giros opuestos, uno gira en un sentido horario, y el otro en sentido antihorario. El valor de s + ½ se representa con una flecha hacia arriba El valor de s - ½ se representa con una flecha hacia abajo Si tenemos que analizar la capa electrónica correspondiente al nivel n=2 1. Hacemos el análisis de los números cuánticos relacionados con el valor de n=2. Esta información nos proporcionará el número de orbitales de la capa electrónica. 2. Cada orbital puede albergar 2 electrones de spin diferente, lo que nos permitirá conocer el número total de electrones de la capa. n = 2 l = 0, 1 m = -1, 0, +1 Luego de realizar los cálculos de la tabla anterior llegamos a la conclusión que se tienen 4 orbitales que pueden albergar hasta 8 electrones. Ejercicio 2.5 1. Determine para n= 3. El número total de orbitales de la capa y el número total de electrones que puede albergar. 2. Número de orbitales que tiene el subnivel 5d. Señale además el nivel energético en que se encuentra. 3. Si se compara uno de los orbitales del subnivel 5d con otro del 4d, cuál tiene mayor tamaño. 2.3.1. Principio de exclusión de Pauli - Principio de Aufbau - Regla de Hund Principio de exclusión de Pauli “Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales” Si dos electrones tienen iguales n, l y m por tanto se encuentran en el mismo orbital, por lo tanto es necesario que un electrón tenga un s =+1/2 y el otro un s = -1/2 Analicemos el siguiente ejemplo: Principio de llenado progresivo Aufbau (en alemán) Los electrones pasan a ocupar los orbitales de menor energía, y progresivamente se van llenando los orbitales de mayor energía. Según el principio de Aufbau, la configuración electrónica de un átomo se expresa mediante la secuencia siguiente: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d….sigue La regla del serrucho nos ayuda a llenar adecuadamente esta serie. (Tomado de: http://todosobresechura-quimica.blogspot.com/) Regla de Hund Los orbitales con igual nivel de energía ( se refiere a orbitales con el mismo número cuántico n y el mismo número cuántico l), se llenan progresivamente de manera que siempre exista un mayor número de electrones desapareados. Para comprender esto analicemos a los orbitales 2p, se tienen que llenar con 4 electrones, entonces: 2.3.2. Energía de los orbitales Una vez que se ha comprendido la forma y el tamaño de los orbitales, se pueden estudiar las energías relativas y determinar cómo estos niveles de energía influyen en las distribuciones electrónicas reales. Si pensamos en el átomo de hidrógeno, que tiene un solo electrón, podemos ver que la energía de éste estará marcada solo por un número cuántico, esto quiere decir que la energía de los orbitales atómicos se diferenciara únicamente por el número cuántico principal (n). Si analizamos la figura que se muestra a continuación, podremos observar que los orbitales de una misma capa electrónica se encuentran en el mismo nivel energético. Esto se cumple para átomos monolectrónicos. Pero el diagrama de energía para los átomos polielectrónicos es mucho más complejo. La energía de un electrón en estos átomos depende del número cuántico principal, pero también del número cuántico secundario. En la figura que se muestra a continuación podemos observar como es la distribución de los niveles de energía de los orbitales en un átomo polielectróncio , donde se observa que los niveles energía dependen tanto del número cuántico n y l. El orden de llenado de los subniveles átomicos en un átomo polielectróncio. Se empieza con el orbital 1s y se continúa con el orbital 2s, siguiendo la dirección de las flechas. Esto es lo que se conoce como la "regla del serrucho": Recapitulando Los cuatro números cuánticos n, l m y s permiten identificar plenamente al electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. Si hacemos una analogía, los cuatro números cuánticos nos dan el "domicilio" de un electrón en un átomo, al igual que una calle, una dirección postal, la ciudad etc, nos dan la información del domicilio de una persona. Por lo general este "domicilio" se expresa como ( n, l, m, s). Ejemplo: si damos la siguiente información ( 2, 0, 0, +1/2), estaremos informando que ese electrón se encuentra en el nivel cuántico principal n=2, en un orbital s (l=0), con un m=0 y se representa con una flecha hacia arriba. Actividad Interactiva 2.4 Ingresa al link siguiente y realiza el llenado de los electrones para varios átomos. http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/celectron.htm 2.3.3. Propiedades magnéticas - electrón diferenciador y de valencia Todos conocemos que un imán atrae un trozo de hierro (un clavo), pero si colocamos un trozo de cobre, no será atraído con la misma fuerza por el imán. Si analizamos la configuración electrónica del átomo de hierro (Fe), y la comparamos con la configuración electrónica de un átomo de cobre (Cu), puedes compararlo en el siguiente enlace:http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/celectron.htm Veremos que el número de electrones desapareados en el Fe, es mayor que el número de electrones desapareados del Cu. Luego podemos concluir que si un átomo presenta electrones desapareados, al menos uno, habrá un efecto magnético. A las sustancias con estas propiedades se les conoce como paramagnéticas. Sus átomos serán atraídos por un campo magnético, la fuerza de la atracción será mayor a mayor número de electrones desapareados presente. En nuestro ejemplo el Fe es mucho más paramagnético que el Cu. En cambio si una sustancia no presenta electrones desapareados en su configuración electrónica, es decir todos sus electrones se encuentran apareados se dirá que esta sustancias es diamagnéticas, sus átomos serán repelidos frente a un campo magnético. Electrón Diferenciador Se denomina electrón diferenciador al último electrón que se coloca en la secuencia de la configuración electrónica. Este puede ser identificado por sus cuatro números cuánticos. La información del electrón diferenciador nos proporciona el número atómico del elemento. Electrones de Valencia Son todos los electrones que se en encuentran en el nivel más alto de energía. Problema 2.1 Encuentre el electrón diferenciador para elemento siguiente 17 Cl La configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Los electrones del nivel 3p tendrán una disposición como se muestra en la figura: Como el Electrón diferenciador es el último electrón que se coloca en la configuración electrónica de cada elemento, por lo tanto tendrá los siguientes números cuánticos ( 3, 1, 1, +1/2). Como los Electrones de valencia son todos los electrones que se encuentran en el nivel más alto, para el ejemplo los electrones de valencia serán: 7 Problema 2.2 El electrón diferenciador de un elemento XX, tiene los siguientes números cuánticos: (3, 2, +1, -1/2). Determina el número atómico del elemento XX. Los datos del electrón diferenciador (3, 2, +1, -1/2), nos indica que el electrón se encuentra en: Lo que implica que los electrones en el nivel 3d, deben haberse llenado de la manera siguiente: Además debemos considerar que los niveles por debajo de 3d, deben estar llenos, es decir que la configuración será: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 Lo que nos lleva a que el Z del elemento es 29. Ejercicio 2.6 1. Establezcan la configuración electrónica para los átomos que tengan Z= 1 hasta Z= 11. 2. Indiquen los números cuánticos de electrón de valencia para los átomos con Z= 3, 5, 7. 2.3.4. Carga nuclear efectiva Para explicar la Carga Nuclear Efectiva y el efecto de Apantallamiento Vamos a explicar el concepto de carga nuclear efectiva de la manera más simple, el cálculo y la comprensión de ella puede ser mucho más complejo. Recordemos que en un átomo, el núcleo contiene los protones (carga positiva) y en la periferia del mismo se encuentran los electrones que son la carga negativa. Sabemos también que las cargas opuestas se atraen. Si nos imaginamos al electrón del último nivel (electrón diferenciador), éste si estuviera solo, sería atraído por las cargas positivas del núcleo. Pero esto no ocurre, éste electrón está protegido por una pantalla de protección, que son los electrones de los niveles más bajos, a esto se le conoce como APANTALLAMIENTO, que evita esta atracción. Analicemos la figura siguiente: Para efectos de este curso, consideraremos que la constante de apantallamiento σ estará constiutída por el número de electrones que se encuentran en las capas inferiores, a donde se encuentra el último electrón. La carga nuclear efectiva (Z efec ), estará definida como la diferencia entre el número atómico (Z), (que representa a los protones, carga positiva), menos el número de electrones que conforman el APANTALLAMIENTO. Según fórmula: Donde: Z es la carga nuclear real (es decir, el número atómico del elemento) σ se llama constante de protección o constante pantalla. Si calculamos el Z efec del átomo trabajado en la figura anterior, tenemos que : El átomo tiene un Z = 14 σ = 10 Por tanto, Z efec = 14 - 10 = 4 2.4. Tabla periódica de los elementos y propiedades periódicas La tabla periódica de los elementos En la introducción a la Unidad 2, ya veíamos cómo los científicos del siglo XIX tenían un vaga idea de los átomos y de las moléculas y no sabían de la existencia de los electrones ni protones. Ellos pudieron desarrollar la tabla periódica, teniendo en cuenta las relaciones entre las masas atómicas y las propiedades físicas y químicas de los elementos que conocían en esa época. Hoy en día, después de los conocimientos adquiridos por la mecánica cuántica, la configuración electrónica de los elementos, el avance de la tecnología, se tiene la tabla periódica. En donde hasta la fecha, se tienen reportados 111 elementos. Aquí encontrarás una tabla periódica: http://www.acienciasgalilei.com/qui/tablaperiodica0.htm La TABLA PERIÓDICA que hoy conocemos está constituida por columnas y filas. Donde las filas se conocen como PERIODOS y las columnas como GRUPOS. Los elementos están ordenados por el número atómico (Z), aumenta de izquierda a derecha y de arriba para abajo. Pero esta agrupación no es al azar, si recordamos: Que el principio de Aufabau nos dice que los electrones de los elementos se van agregando progresivamente. Que el electrón diferenciador es el último electrón que se coloca en la configuración electrónica del elemento, que es el que marca la diferencia entre un elemento y el otro. Que el aumento de un electrón dentro de la configuración electrónica (aumento de un protón), implica que varia el elemento, pues cambia el número atómico, que identifica al elemento. Teniendo en cuenta estos conceptos podemos comprender como es que está organizada la tabla periódica, para ello observa la siguiente figura: Analizando la tabla periódica anterior: Ubiquen el periodo 2 de la tabla periódica: Veremos que comienza con el Li con Z= 3, (1s 2 2s 1 ) Grupo 1 y que termina con el Ne, Z= 10 (1s 2 2s 2 2p 6 ) Grupo 8 Ejercicio 2.7 Establezcan la configuración electrónica del elemento que se encuentra en grupo 1, periodo 3; y la configuración electrónica del elemento que se encuentra en el mismo periodo, grupo 8. ¿Cuál es relación entre sus configuraciones electrónicas, de estos dos elementos? ¿Cuál podría ser la conclusión (configuración electrónica) para cada uno de elementos que se encuentran en diferentes periodos de la tabla periódica y el Grupo 8? Analiza ¿Cuántos electrones le faltan al elemento fósforo (P), Z=15, para alcanzar la configuración de gas noble? ¿Cuántos electrones le faltan al elemento magnesio (Mg), Z= 12, para alcanzar la configuración de gas noble? Ubiquen al gas noble del período en donde se encuentra el elemento. 18 Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 El Fósforo al ganar 3 electrones, puede alcanzar la configuración de gas noble, del periodo donde él se encuentra. Entonces, se puede concluir que el anión P 3- es estable, pues ha alcanzado la configuración electrónica de gas noble. Mientras que para el Mg será más fácil perder 2 electrones y alcanzar la configuración del gas noble del periodo inmediato superior, 10 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 En este caso, se puede concluir que el catión Mg 2+ es estable, pues ha alcanzado la configuración electrónica de gas noble. Los elementos de la tabla periódica, de acuerdo a la posición que tengan en la tabla periódica, tendrán una tendencia a ganar o perder electrones para alcanzar la configuración electrónica de gas noble. Esto luego nos permitirá entender varias de las propiedades periódicas de la tabla, tales como el tamaño atómico, energía de ionización y afinidad electrónica. TAMAÑO ATÓMICO Antes de poder estudiar el tamaño atómico, debemos: Establecer que el término tamaño atómico o radio atómico es un término referencial, se interpreta como el radio de una esfera dentro de la cual se encuentra la máxima probabilidad de hallar los electrones de un átomo. Comentar que las numerosas propiedades físicas incluidas la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición están relacionadas con el tamaño de los átomos, pero el tamaño es muy difícil de definir. Además tenemos que tener en cuenta dos aspectos: Variación del tamaño en el GRUPO, para ello es necesario analizar la variación de la configuración electrónica de los elementos que se encuentran en el mismo grupo. Variación del tamaño en el PERIODO, para ello es necesario analizar la variación de la carga nuclear efectiva dentro del mismo periódo. Dentro de un grupo Si ubicamos a los elementos que se encuentran dentro de un mismo grupo, sabemos que: a medida que avanzamos en el período se va incrementando, el número cuántico n, lo que implica que, se va incrementando la capa electrónica. a medida que avanzamos en el período, el último electrón (electrón diferenciador), se encuentra cada vez más alejado del núcleo del elemento. Actividad Interactiva 2.5 A Ingresa al siguiente enlace: http://www.educaplus.org/sp2002/properiodicas/radatomico.html Ingresa al link, ubica en el lado izquierdo "Radio Atómico", y marca "tabla" en el lado derecho. En la tabla, con el cursor, ubica dentro de un grupo a los elementos y ve avanzando en el periodo, analiza los valores de radio atomico que se van mostrando. Relaciona estos valores con el hecho que a medida que se avanza en el período, va creciendo el número cuántico por ende la capa electronica. Podemos concluir que, en un GRUPO, el tamaño se incrementa a medida que aumenta el PERÍODO. Dentro de un periódo Si ubicamos a los elementos dentro del mismo periodo, el número cuántico principal (n) no variará, pero se irá incrementando, de uno en uno, los valores del número cuántico azimutal (l). Actividad Interactiva 2.5 B Vuelve a ingresar al link anterior: http://www.educaplus.org/sp2002/properiodicas/radatomico.html Ubica en la tabla periodica del enlace anterior, en el periodo 3, analiza los valores de radio atómico para el 11 Na, 13 Al, 15 P, 17 Cl; anota los valores para que te sirvan de referencia. Calcula la carga nuclear efectiva para estos mismos elementos (revisa en esta misma unidad, el concepto de ello, si no te acuerdas). Ahora puedes relacionar el tamaño atómico con la variación del valor de la carga nuclear efectiva. ¿Cuál es tu conclusión? Podemos concluir que, dentro de un PERÍODO, a medida que aumenta el valor del Z ef , el tamaño atómico disminuye. Radio iónico o tamaño iónico Los iones se forman cuando, un elemento, pierde o gana electrones. Si los pierde se le conoce como catión y si los gana se le conoce como anión. Cualquiera de las dos situaciones suceden porque el elemento al ganar o perder electrones , alcanza la configuración electrónica de gas noble. Tengan en cuenta que el elemento sigue siendo el mismo, no cambia el número atómico, lo que ha variado es la configuración electrónica, ésta es la que es igual a la configuración electrónica del gas noble. La configuración electrónica del átomo neutro de sodio, 11 Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ), mientras que la configuración del catión 11 Na +1 es (1s 2 2s 2 2p 6 ); lo que equivale a la configuración del gas noble Neón ( 10 Ne) Si el elemento gana electrones: El electrón o electrones ganados se colocan en los orbitales vacíos del elemento, transformando el átomo en un anión. La carga nuclear es constante, tanto en el átomo neutro como en el anión, pero aumenta la repulsión entre los electrones, pues estos han aumentado, esto produce un aumento del tamaño iónico. Si el elemento pierde electrones: Los electrones que se pierden, por lo general, son los electrones de valencia, es asi como el elemento se convierte en un catión. La carga nuclear sigue siendo la misma, tanto en el átomo neutro como en el catión, pero al disminuir el número de electrones, disminuye la repulsión entre ellos, lo que hace que se contraiga el átomo, disminuyendo su tamaño frente al átomo neutro. Podemos concluir que: Los aniones son siempre mayores que sus correspondientes átomos neutros, aumentando su tamaño con la carga negativa; Los cationes, sin embargo, son siempre menores que los átomos de los que derivan, disminuyendo su tamaño al aumentar al carga positiva. ENERGÍA DE IONIZACIÓN La energía de ionización o potencial de ionización, es la energía mínima (kJ/mol) que se requiere para retirar un electrón de un átomo al estado gaseoso. La magnitud de la energía de ionización es una medida de qué tan fuertemente está unido el electrón al átomo. Tenemos que tener en cuenta que el electrón que se pierde será el que se encuentre más alejado del núcleo. La ecuación que representa la energía de ionización (E I ) es: X (g) + E I → X (g) + + 1 e - Por convención, la energía que se debe proporcionar para retirar el electrón de un átomo gaseoso, será siempre POSITVA. A mayor valor de la Energía de Ionización E I , más difícil será extraer un electrón del átomo. Teniendo en cuenta que la energía de ionización está directamente relacionada con la facilidad que tiene un elemento para perder un electrón, podemos establecer que: En un GRUPO Conociendo que a medida que se incrementa el periodo, el tamaño atómico crece. Esto hace que el último electrón del átomo, se encuentre más alejado del núcleo, por lo tanto este electrón será más fácil de remover, que si se encontrará más cercano al núcleo. Lo que nos lleva a la conclusión que a medida que aumenta el período en un grupo, el valor de la energía de ionización disminuye. En un PERÍODO Conociendo que en un periodo, a medida que aumenta el Z ef , disminuye el tamaño del átomo. Esto hace que el último electrón se encuentre más cercano al núcleo, lo que hará que sea más difícil retirarlo del átomo. Lo que nos lleva a la conclusión que, a medida que se avanza dentro de un mismo periodo, el valor de la Energía de Ionización aumenta, en otras palabras conforme disminuye el tamaño en un periodo, aumenta la Energía de Ionización. Ejercicio 2.8 1. Ordena de mayor a menor, en términos de Energía de Ionización, a los siguientes elementos: K, Mg, Na, Al. 2. Escribe la Ecuación para la Energía de Ionización para el átomo de Na. 3. Si tuvieras que realizar una comparación entre el Cloro y el Bromo, en terminos de tamaño atómico y de Energía de Ionización. ¿Qué dirías? AFINIDAD ELECTRÓNICA Otra propiedad de los átomos que influyen en sus propiedades químicas es la capacidad para aceptar uno o más electrones. Esta propiedad se denomina Afinidad Electrónica, la cual es la energía liberada cuando un elemento, al estado gaseoso, acepta un electrón y se convierte en un anión. Al ser energía liberada, tendrán por convención, signo negativo. La ecuación de la afinidad electrónica (AE) está dada por: X (g) + e - → X (g) - + AE A medida que un elemento, al aceptar un electrón, se acerque a la configuración de gas noble, liberará más energía al aceptar un electrón. La razón es por qué gana estabilidad electrónica. Lo que nos lleva a la conclusión que a medida que avanzamos en un periodo, si libera mayor energía al aceptar un electrón. Lo que significa que el valor absoluto de la afinidad electrónica, aumentará. Esto también se puede expresar que a medida que disminuye el tamaño en un periodo el valor absoluto de la afinidad electrónica aumenta. Ejercicio 2.9 Ordena de mayor a menor, en términos de Afinidad electrónica, a los elementos: Br, As, K. Justifica la razón por la cual el F tendrá una mayor Afinidad electrónica que el O Explica, ¿cuál de los dos elementos P o el Cl, liberarán mayor cantidad de energía al aceptar un electrón? Observación Si buscamos valores de afinidad electrónica, encontraremos que son valores negativos, lo que sabemos que significa que el átomo libera energía al aceptar un electrón. Por lo tanto los elementos, con mayor tendencia a formar aniones, serán los que liberen mayor cantidad de energía, al aceptar un electrón. Mientras que los valores de AE, no serán tan altos, en elementos que tienen tendencia a perder electrones, para alcanzar la configuración de gas noble. Ejercicio 2.10 Teniendo en cuenta lo observado en el recuadro anterior, explica lo siguiente: ¿Por qué los valores de afinidad electrónica de los elementos del grupo 2, tienen valores de afinidad electrónica POSITIVOS? Para resolver el ejercicio, escribe la configuración electrónica de uno de los elementos de este grupo. Analiza, que tendría que realizar el átomo para poder aceptar un electrón. Unidad 3: Enlace químico Índice de la Unidad 3 3.1. Introducción 3.2. Simbología de puntos de Lewis 3.3. Enlace iónico 3.4. Enlace covalente 3.4.1. Cómo determinar la estructura de Lewis: Teoría RPECV 3.4.2. Carga formal 3.4.3. Hibridación de orbitales atómicos 3.4.4. Geometría molecular - Teoría RPECV 3.4.5. Polaridad de moléculas 3.5. Enlace metálico 3.1. Introducción Unidad 3: Enlace químico El cloruro de sodio, la sal común de casa, es un compuesto que utilizamos a diario y que se puede preparar a partir de sodio metálico y cloro gaseoso según la siguiente reacción: Analicemos las propiedades de las sustancias involucradas: el sodio, Na, por ser un metal, posee brillo metálico, conduce el calor y la electricidad, es sólido a temperatura ambiente y se oxida fácilmente. El cloro, Cl 2 , por otro lado, es un gas a temperatura ambiente, no conduce la electricidad ni el calor. Finalmente, el cloruro de sodio, NaCl, es sólido a temperatura ambiente, tiene alto punto de fusión, en estado sólido no conduce la electricidad, pero sí se vuelve conductor al estar en estado líquido, además se disuelve fácilmente en agua. Figura 3.1. Sodio metálico, cloro gaseoso y cloruro de sodio. Tomado de: "Ministerio de Educación y Ciencia de España" (http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/tabla_period/na.htm), "Amazing Rust" (http://www.amazingrust.com/experiments/how_to/Cl2.html) y "Gourmetpedia - Sal Gruesa" (http://es.gourmetpedia.com/alimentos/detail/food/383/). Estamos frente a tres sustancias muy distintas entre sí en propiedades. ¿Por qué? Simplemente debido al tipo de fuerza que mantiene unido a los átomos de cada sustancia. Estas fuerzas se llaman ENLACES QUÍMICOS y son las que mantienen unidos a los átomos. Cuando se efectúan reacciones químicas se rompen enlaces de los reactivos y se forman nuevos enlaces en los productos de tal reacción. Este proceso involucra únicamente el reordenamiento de los electrones que rodean al núcleo de cada átomo. Los electrones involucrados en estos procesos se denominan electrones de valencia. 3.2. Simbología de puntos de Lewis Unidad 3: Enlace químico Gilbert Lewis (químico estadounidense, 1875-1946) propuso que los átomos se combinan para formar moléculas siempre que ello conlleve alcanzar una configuración electrónica más estable. Esta configuración estable se alcanza, en muchos casos, cuando el átomo alcanza la configuración de gas noble o, dicho en otras palabras, cuando se rodea de 8 electrones en su nivel más externo. Figura 3.2. Gilbert Lewis (1875-1946). Tomado de: “Fisicanet” (http://www.fisicanet.com.ar/biografias/cientificos/l/lewis.php). Los electrones que participan en la formación de enlaces (los del nivel energético más externo) se denominan electrones de valencia. Lewis desarrolló una simbología para denotar los electrones de valencia de cada átomo de la tabla periódica. Para ello, se coloca el símbolo de cada elemento y se rodea de puntos que representan a los electrones de valencia. En esta representación deben cumplirse reglas que ya hemos estudiado, como la regla de Hund. Figura 3.3. Símbolos de puntos de Lewis para elementos de los bloques “s” y “p”. Tomado de “HyperPhysics: Lewis dot diagrams of selected elements” (http://hyperphysics.phy- astr.gsu.edu/%E2%80%8Chbase/pertab/perlewis.html). Ejercicio 3.1 Analiza la figura 3.1 y observa el número de puntos que tiene cada elemento de la tabla. ¿Qué tienen en común los elementos del mismo grupo? ¿Qué relación encuentras entre el número del grupo y el número de puntos de Lewis alrededor de cada elemento de dicho grupo? Analiza la simbología del berilio (Be) y la del helio (He). ¿Por qué son diferentes? Observaciones Los átomos que pertenecen a un mismo grupo presentan el mismo número de electrones de valencia, y presentarán, consecuentemente, un comportamiento químico similar (al momento de formar compuestos). Para hacer la simbología de Lewis de un elemento debemos rodear su símbolo con puntos: cada lado del símbolo (arriba, abajo, izquierda o derecha) representa los cuatro orbitales que posee el átomo en su nivel más externo. Debemos llenar cada “lado” según la regla de Hund: se prefiere orbitales semillenos que tener orbitales vacíos y completos a la vez. La simbología de Lewis se basa en PUNTOS: no se deben usar otros símbolos como guiones o “x” para representar los electrones. 3.3. Enlace iónico Unidad 3: Enlace químico El enlace iónico está presente en todos los compuestos iónicos, es decir, aquellos formados por la unión de un catión y un anión. Recuerda que: Forman cationes aquellos elementos con baja energía de ionización (izquierda de la tabla), principalmente los metales de los grupos 1 y 2 de la tabla periódica. Por otro lado, los elementos con alta energía de ionización (no metales de la derecha de la tabla periódica) tienden a ganar electrones y, por tanto, forman con facilidad aniones, al ganar un electrón. En consecuencia, el enlace iónico se forma cuando un metal cede electrones a un no metal. El metal se vuelve catión, alcanzando la configuración de gas noble, y el no metal, aceptando electrones, completa su octeto, adquiriendo también una configuración más estable. La atracción entre catión y anión es una fuerza electrostática, denominada enlace iónico. Formación de un compuesto iónico El fluroruro de litio (LiF) es un compuesto iónico. Al estar compuesto por litio y flúor, estos elementos se han tenido que combinar para formarlo. Analicemos cada elemento por separado: Li, elemento del grupo 1, tiene un electrón de valencia y tendencia a formar cationes (perdiendo un electrón). Si el litio pierde un electrón, adquiere la configuración electrónica del helio (gas noble), formando el catión Li + . F, elemento del grupo 7, tiene siete electrones de valencia y tendencia a formar aniones (ganando un electrón). Si el flúor gana un electrón, adquiere la configuración electrónica del neón (gas noble), formando el anión F - . Por tanto, si entre ellos se combinan y el litio transfiere su electrón de valencia al flúor, ambos ganan una gran estabilidad. Se estará formando el compuesto iónico LiF, según la siguiente ecuación: Observa la configuración electrónica de cada elemento después de la transferencia de electrones (lado derecho de la ecuación). Ambos elementos han alcanzado la configuración del gas noble más cercano. Observaciones La fuerza que mantiene juntos a los componentes del fluoruro de litio es la atracción electrostática que se da entre el catión litio (carga positiva) con el anión flúor (carga negativa). El compuesto final es eléctricamente neutro (no es un catión o anión). Esto se denomina PRINCIPIO DE ELECTRONEUTRALIDAD.: todo compuesto iónico debe ser neutro. Aplicando el principio de electro neutralidad, podemos deducir cuál será el compuesto iónico que se formará entre el magnesio y el cloro: Mg, elemento del grupo 2, tiene dos electrones de valencia. Para alcanzar la configuración de gas noble debe perder dos electrones, formando iones Mg 2+ . Cl, elemento del grupo 7, tiene siete electrones de valencia. Para alcanzar la configuración de gas noble tiene que ganar un electrón., y forma el anión Cl - . Usando el principio de electro neutralidad, necesitamos dos aniones cloro (Cl - ) por cada catión magnesio (Mg 2+ ) para obtener un compuesto estable. Entonces, la ecuación de formación del cloruro de magnesio será: Ejercicio 3.2 Utiliza la simbología de Lewis para explicar la formación del compuesto iónico óxido de sodio (Na 2 O). Propiedades de los compuestos iónicos Son sólidos a temperatura ambiente. Se disuelven en agua. En estado sólido no conducen la electricidad. Conducen la electricidad si se encuentran en estado líquido o si han sido disueltos en agua. Tienen alto punto de fusión (temperatura de cambio de sólido a líquido), debido a la alta energía reticular que poseen. Energía reticular (E) Los compuestos iónicos se mantienen unidos debido a la fuerza electrostática existente entre los cationes y aniones. Esta fuerza es una magnitud medible y se conoce como “energía reticular”. Cuanto mayor sea esta energía, más difícil será separar a los iones que forman un compuesto iónico. Por tanto, a mayor energía reticular, mayor será el punto de fusión de un compuesto iónico. La expresión de la energía reticular es la siguiente: dónde: Q 1 = carga del catión (+1, +2, +3, etc); Q 2 = carga del anión (-1, -2, -3, etc); d = distancia entre los iones En otras palabras: la energía reticular es directamente proporcional al producto de cargas de los iones, pero inversamente proporcional a la distancia que existe entre ellos. Nosotros no calcularemos valores de energía reticular, pero sí podemos utilizar la ecuación para comparar el punto de fusión de dos compuestos iónicos dados. Debemos tener presente que: A mayor E (en valor absoluto), mayor punto de fusión Ejemplo 3.1. Predecir cuál compuesto tiene mayor punto de fusión, cloruro de sodio (NaCl) o cloruro de magnesio (MgCl 2 ). Analicemos las cargas de los iones en cada caso: NaCl: iones Na + y Cl - ? Q 1 =+1 y Q 2 =-1 MgCl 2 : iones Mg 2+ y Cl - ? Q 1 =+2 y Q 2 =-1 Dado que sodio y magnesio son elementos adyacentes en la tabla, el tamaño de éstos no cambia significativamente. Por tanto, vemos que la energía reticular (en valor absoluto) del MgCl 2 es casi el doble de la del NaCl. Por tanto, el MgCl 2 debe tener mayor punto de fusión. Esto lo confirmamos con los valores experimentales: el NaCl funde a 804°C, mientras que el MgCl 2 lo hace a 1248°C. Ejemplo 3.2. Predecir cuál compuesto tiene mayor punto de fusión: cloruro de sodio (NaCl) o yoduro de sodio (NaI). Analicemos las cargas de los iones: NaCl: iones Na + y Cl - ? Q 1 =+1 y Q 2 =-1 NaI: iones Na + y I - ? Q 1 =+1 y Q 2 =-1 En ambos casos, el numerador es el mismo (igual producto de cargas). Por tanto, debemos analizar las distancias existentes entre los iones en cada compuesto. Comparten un elemento común, el sodio. Sin embargo, el anión es diferente en cada caso. El yodo es más grande que el cloro (está más abajo en la tabla, dentro del mismo grupo). Por tanto, el anión yodo será más grande que el anión cloro. Al representarlos, tendremos lo siguiente: De la imagen, podemos ver que la distancia entre los núcleos de los átomos de sodio y yodo en el NaI (d 2 ) es mayor que la distancia existente entre los átomos de sodio y cloro en el NaCl (d 1 ), debido a que el yodo es un elemento más grande. Por tanto, la energía reticular del cloruro de sodio será mayor (denominador más pequeño en la fórmula) y tendrá, entonces, un punto de fusión mayor. Podemos confirmarlo al analizar los valores experimentales: el NaCl funde a 804°C, mientras que el NaI lo hace a 660°C. Observaciones El análisis de la energía reticular nos permite determinar qué compuesto iónico tiene un punto de fusión mayor, pero EN NINGÚN CASO nos permite calcular dicho valor. En el caso de compuestos iónicos formados por más de dos iones (como el cloruro de magnesio, MgCl 2 ), debemos analizar la distancia existente entre un único par catión- anión. En el MgCl 2 , nos bastará determinar cómo será la distancia entre los iones Mg y Cl, sin importar que haya un anión extra. 3.4. Enlace covalente Unidad 3: Enlace químico La mayoría de sustancias químicas no posee las características de los compuestos iónicos (no conducen la corriente en estado líquido o poseen alto punto de fusión). Ejemplos son la gasolina o el agua: ambas sustancias son líquidas a temperatura ambiente. Estas propiedades diferentes deben explicarse según otro modelo de enlace, donde no existe una transferencia de electrones de una especie a otra. En el caso del enlace covalente, las especies que lo forman son no metales (exclusivamente). Cuando dos no metales se unen, comparten sus electrones, siempre intentando alcanzar la configuración del gas noble más cercano (8 electrones alrededor de cada átomo). Figura 3.4. No metales (destacados en morado) que forman enlaces covalentes. Tomado de “Universidad de California - Davis Chemwiki” (http://chemwiki.ucdavis.edu/Inorganic_Chemistry/Descriptive_Chemistry/Main_Group_Elements/Case_Studies/R eactions_of_Main_Group_Elements_with_Hydrogen). El H 2 es un gas presente en el aire, en una concentración de 0,5%. Esta molécula está formada por dos átomos de hidrógeno (un no metal), por tanto, la unión entre tales átomos debe ser un enlace covalente. Utilicemos la simbología de Lewis para representar la formación de la molécula de H 2 : Ningún átomo es más electronegativo que el otro. Por tanto, los electrones no se transfieren de una especia a otra, sino que se comparten. Observemos que cada uno de ellos ha alcanzado la configuración del gas noble más cercano, helio, que tiene 2 electrones de valencia. Representemos ahora la formación de la molécula de HCl (ácido clorhídrico): La compartición del par de electrones permite que cada átomo tenga configuración de gas noble: el hidrógeno tiene alrededor de él dos electrones (configuración electrónica del helio), mientras que el cloro está rodeado de ocho electrones (configuración electrónica del argón). IMPORTANTE Para representar el enlace se emplea un guión en vez de los dos puntos. Sin embargo, los pares libres sí se representan como dos puntos. Así, las estructuras de Lewis correctamente dibujadas del H 2 y del HCl son: Observaciones Las sustancias que solamente tienen enlaces covalentes y son eléctricamente neutras (sin carga) se denominan moléculas. El enlace covalente está limitado exclusivamente a no metales. Un metal (como sodio o hierro) no puede formar un enlace covalente. Ejercicio 3.3 El cloro, un elemento del grupo 7, debe formar un enlace covalente para alcanzar la configuración de gas noble. El oxígeno, un elemento del grupo 6, debe formar dos enlaces covalentes para alcanzar la configuración del gas noble. El nitrógeno, elemento del grupo 5, forma tres enlaces covalentes. ¿Cuántos enlaces covalentes esperas que forme el carbono, elemento del grupo 4? Enlaces múltiples, σ y π La formación del enlace covalente no implica la compartición de un único par de electrones entre dos átomos. Es posible que ciertos átomos, como el carbono, nitrógeno, oxígeno y azufre, entre otros, puedan compartir dos y hasta tres pares de electrones con otro átomo. Estos enlaces se denominan enlaces múltiples. Por ejemplo, en la molécula de nitrógeno (N 2 ) cada átomo de nitrógeno se encuentra compartiendo tres pares de electrones, es decir, hay un enlace triple. La molécula de dióxido de carbono (CO 2 ) tiene al carbono como átomo central y comparte dos pares de electrones con cada uno de los átomos de oxígeno unidos a él: tiene un enlace doble con cada átomo de oxígeno. Los enlaces múltiples se denominan enlaces π (pi), mientras que los enlaces simples se llaman σ (sigma). Como requisito, toda unión de átomos debe ser de al menos un enlace simple (si no, no existiría unión). Entonces, todo enlace simple es σ. La presencia de un enlace múltiple añade enlaces π a la unión. En efecto, en la molécula de CO 2 vemos que el carbono se une al oxígeno por un enlace doble: existe entonces un enlace σ (el básico) y un enlace π: dos enlaces en total. Por otro lado, en la molécula de N 2 observamos una triple unión entre los átomos de nitrógeno. Existe por tanto un enlace σ y dos enlaces π. Observa en ambas estructuras que, independientemente del número de enlaces σ o π que posean, cada átomo tiene el octeto completo. 3.4.1. Cómo determinar la estructura de Lewis: Teoría RPECV Unidad 3: Enlace químico La teoría RPECV (repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia) permite deducir la estructura de Lewis de un compuesto determinado, basándose en el número de electrones de valencia de los átomos que conforman dicho compuesto. Para ello debemos seguir una serie de pautas que se resumen en los cinco puntos siguientes: Debemos identificar cuál será el átomo central (en el caso de que existan más de dos átomos). Normalmente, el átomo central será el menos electronegativo. Excepción a esta regla es el hidrógeno, ya que este elemento sólo puede tener alrededor de él dos electrones. Contamos los electrones de valencia de todos los átomos, teniendo en cuenta, también, la carga (si se trata de un ión). Contamos los electrones totales que debería haber si todos los átomos tuviesen completo su octeto. La diferencia de (3) – (2) nos dará el número de electrones enlazados. Se completa el octeto a cada átomo, verificando que el número de electrones dibujado coincida con el calculado en (2). Ejemplo 3.3. Hallar la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF 3 ). Es un compuesto con enlaces covalentes, dado que está formado por no metales. 1. El átomo central tendrá que ser el nitrógeno, dado que el flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica. 2. Electrones de valencia: N (grupo 5): 5 e - F (grupo 7): 7 e - x 3 = 21 e - Total de electrones de valencia: 5 + 21 = 26 e - 3. Si todos los elementos tuviesen el octeto completo: N:8 e - F:8e - x 3 = 24 e - Total de electrones: 8 + 24 = 32 e - 4. Restamos (3) – (2) para tener el número de electrones enlazados: 32 – 26 = 6 e - , lo cual equivale a tres enlaces. Y como hay que unir tres átomos de flúor al átomo central (nitrógeno), cada unión será un enlace simple. 5. Representamos la estructura: Nos queda completar el octeto a cada átomo que conforma la molécula. Para ello, colocamos pares libres a cada átomo: Verificamos finalmente que el número de electrones que hemos representado es correcto con el que calculamos en el punto (2). Hemos dibujado 10 pares libres (20 electrones) y 3 enlaces (6 electrones). La suma da 26 electrones, igual resultado al estimado en el punto (2). Ejemplo 3.4. Determinar la estructura de Lewis del ácido cianhídrico, HCN. Nuevamente, antes de empezar, verificamos que existen sólo enlaces covalentes en dicha molécula, dado que los tres átomos que la conforman son no metales. 1. El átomo central es el carbono, ya que es menos electronegativo que el nitrógeno (recordar que el hidrógeno nunca es átomo central). 2. Electrones de valencia: H(grupo1): 1 e - C(grupo4): 4 e - N(grupo5): 5 e - Total de electrones de valencia: 1 + 4 + 5 = 10 e - 3. Si los elementos tuviesen su octeto, tendríamos: H: 2 e - (recordar que el octeto del hidrógeno es de sólo dos electrones) C: 8 e - N: 8 e - Total de electrones: 2 + 8 + 8 = 18 e - 4. Restamos (3) – (2): 18 – 10 = 8 e - = 4 enlaces. 5. Sabemos que el hidrógeno sólo puede formar un único enlace simple (ya que sólo puede rodearse de dos electrones). Por tanto, el nitrógeno debe unirse al carbono mediante un enlace triple. Representamos la estructura: Nos queda completar el octeto a cada átomo. Vemos que el hidrógeno ya tiene su “octeto” completo, pues él sólo puede tener alrededor dos electrones. Asimismo, el carbono tiene alrededor ocho electrones (está formando cuatro enlaces covalentes). Sólo falta completar el octeto al átomo de nitrógeno: Verificamos el número de electrones representados en la estructura: hemos dibujado 4 enlaces (8 electrones) y un par libre (2 electrones), o sea, 10 electrones en total, resultado que coincide con el valor estimado en el punto (2). Ejercicio 3.4 Representa las estructuras de Lewis del dióxido de azufre (SO 2 ) y del monóxido de carbono (CO). Iones poli atómicos Existen especies iónicas conformadas por dos o más átomos no metálicos, unidos mediante enlaces covalentes. La especie global lleva una carga, ya sea positiva (catión) o negativa (anión). A estas especies se les llama iones poli atómicos. Iones de este tipo son, por ejemplo, amonio NH 4 + y el ión carbonato CO 3 2- , presente en el agua carbonatada. Para ellos también es posible representar su estructura de Lewis. El cuidado que hay que tener es considerar la carga del ión al momento de contar los electrones de valencia: un catión implica la pérdida de un electrón por cada carga positiva, mientras que en el caso de un anión tendremos que aumentar un electrón por cada carga negativa. Ejemplo 3.5. Construir, aplicando las reglas aprendidas en el tema anterior, la estructura de Lewis del ión amonio NH 4 + . Este ión presenta enlaces covalentes, ya que está formado por no metales. 1. El átomo central será necesariamente el nitrógeno. Hay, por tanto, que ubicar cuatro átomos de hidrógeno alrededor de él. 2. Contamos electrones de valencia: N (grupo 5): 5 e - H(grupo 1): 1 e - En total, 9 electrones. PERO, hay que considerar la carga (+1), que implica la pérdida de un electrón. Entonces: Electrones de valencia: 9 – 1 = 8 e - 3. Contamos los electrones que habrían con el octeto completo: N: 8 e - H: 2 e - x 4 = 8 e - Total: 16 e - 4. Restamos (3) – (2) y obtenemos 8 electrones, lo cual corresponde a cuatro enlaces. 5. Como hay que unir cuatro átomos de hidrógeno usando cuatro enlaces, la estructura que obtenemos será: Nota que en la estructura, todos los átomos tienen su octeto completo. Falta únicamente indicar la carga total de dicha especie. Para ello, se encierra a la especie entre corchetes y se coloca la carga afuera, como superíndice: Esta es la estructura de Lewis correcta del ión amonio. Ejercicio 3.5 Aplica lo anterior para demostrar que la siguiente es la estructura de Lewis del ión carbonato CO 3 2- : Observación Los iones poliatómicos presentan enlaces covalentes para unir a los átomos que lo conforman. Sin embargo, ellos pueden estar formando enlaces iónicos. Un ejemplo es el carbonato de calcio CaCO 3 : este compuesto iónico, ingrediente de las gaseosas, presenta el catión calcio (Ca 2+ ) y el anión carbonato (CO 3 2- ), los cuales se atraen entre sí por atracción electrostática. Sin embargo, el anión carbonato puede presentar enlaces covalentes, ya que es un ión poliatómico. Estructuras resonantes Si realizaste el ejercicio 3.5, sobre la estructura de Lewis del ión carbonato (CO 3 2- ), habrás tenido la siguiente duda: ¿cómo uno tres átomos usando cuatro enlaces? La respuesta es sencilla: colocando a uno de ellos un enlace doble. Pero aquí surge otra pregunta: ¿cuál átomo de oxígeno será el que una con un enlace doble? Cuando tenemos esta situación, en la que existe más de una posibilidad de representar la estructura de Lewis de un compuesto dado, se dice que existe RESONANCIA. En el caso del ión carbonato, podemos tener tres estructuras posibles: Observa que las tres estructuras son correctas: cumplen con el número de electrones de valencia calculados previamente y cada átomo tiene el octeto completo. Por tanto, son ESTRUCTURAS RESONANTES: representan la estructura del ión carbonato por igual, y cualquiera de ellas es electrónicamente correcta. Las estructuras resonantes se suelen separar por medio de fechas con doble punta (ver ejemplo siguiente). Otro compuesto conocido por presentar estructuras resonantes es el benceno, C 6 H 6 : Sin embargo, se ha demostrado que aquellas especies que presentan estructuras resonantes tienen, en realidad, una estructura que es el resultado de la combinación de todas sus estructuras resonantes. En el caso del benceno, éste se suele representar de la siguiente forma: 3.4.2. Carga formal Unidad 3: Enlace químico Al representar una estructura de Lewis estamos describiendo la forma en que los electrones se distribuyen en una molécula dada. Sin embargo, en algunos casos es posible construir varias estructuras de Lewis para una misma especie, las cuales cumplen todos los requisitos aprendidos previamente. Veamos como ejemplo el CO 2 . Al calcular el número de enlaces que presenta esta molécula, obtendremos 4. Por tanto, podemos representar su estructura de Lewis de la siguiente forma: Hemos hecho lo más lógico: si hay que unir dos átomos por medio de cuatro enlaces, pues cada átomo se une al central por medio de un doble enlace. Sin embargo, la siguiente estructura también cumple con los requisitos vistos anteriormente: Vemos que hay cuatro enlaces covalentes, y cada átomo tiene el octeto completo. ¿Cuál de las dos estructuras es más razonable? El concepto de carga formal nos ayudará a decidir cuál estructura es más correcta (nótese el término “más”: ambas estructuras son correctas, pero una de ellas es más estable que la otra). La carga formal nos representa la carga eléctrica que posee un átomo en una determinada molécula. La carga formal de un determinado átomo se calcula de la siguiente forma: CARGA FORMAL = [N° electrones de valencia] – [N° electrones no enlazados] – [N° de enlaces que tiene el átomo] Es importante notar que debemos calcular la carga formal de TODOS los átomos que conforman una molécula (o ión) y que la suma de cargas formales debe ser igual a la carga eléctrica de la especie en estudio (si es una molécula neutra, debe ser cero; si es un ión, debe coincidir con la carga de éste). La ESTRUCTURA MÁS ESTABLE será aquella que: 1. Tenga a sus átomos con cargas formales igual a cero. 2. Tenga a sus átomos con cargas formales similares y más cercanas a cero. 3. Tenga a los átomos más electronegativos soportando las cargas negativas. Ejemplo 3.6. Apliquemos el criterio de carga formal para la molécula de CO 2 . En este caso tenemos que unir dos átomos al átomo central utilizando cuatro enlaces. Podemos tener dos estructuras posibles: la estructura 1 y la estructura 2. Para cada estructura, calculamos las cargas formales de cada átomo: Estructura 1 Estructura 2 Vemos que en ambos casos, la suma de cargas formales coincide con la carga del compuesto: cero (se trata de una molécula neutra). Según los criterios para determinar cuál es más estable, observamos que la estructura más estable es la 1, porque tiene a todos sus átomos con carga formal cero. Ejercicio 3.6 El ion tiocianato (SCN - ) presenta tres estructuras de Lewis posibles. Utiliza el criterio de cargas formales para verificar que la siguiente es su estructura de Lewis más probable: Observación El carbono SIEMPRE forma cuatro enlaces en todo compuesto, por lo que jamás tiene pares libres. La única excepción es el monóxido de carbono (CO), donde el carbono se une al oxígeno por un enlace triple y completa su octeto con un par libre. 3.4.3. Hibridación de orbitales atómicos Unidad 3: Enlace químico Un mismo átomo central es capaz de unirse a un variado número de átomos. Un ejemplo lo constituye el carbono. Consideremos estos tres casos: ácido cianhídrico (HCN), formaldehído (HCHO) y metano (CH 4 ). Analicemos las estructuras de Lewis de estas tres especies: ¿Cómo podemos explicar que el mismo átomo central (carbono) sea capaz de unirse a dos, tres y cuatro átomos en cada caso? ¿No debería unirse siempre al mismo número de átomos? La teoría del enlace de valencia (TEV) nos ayuda un poco a explicar esta variación en el número de coordinación. La TEV nos dice que los enlaces químicos alrededor de un átomo central se forman utilizando orbitales híbridos, que son el resultado de la hibridación de los orbitales atómicos del átomo central. Consideremos el átomo de carbono, cuyo número atómico es 6. Esto quiere decir que su configuración electrónica es 1s 2 , 2s 2 , 2p 2 , y podemos representar a los orbitales atómicos del nivel 2 de la siguiente forma: De acuerdo a tal configuración, el carbono sólo podría formar dos enlaces covalentes, ya que cuenta con dos orbitales semillenos (otro átomo completaría el otro electrón necesario para el nuevo enlace en cada orbital). Sin embargo, vemos que es capaz de formar hasta cuatro enlaces. ¿Cómo? Lo que ocurre es un proceso llamado HIBRIDACIÓN. Los orbitales “s” y “p” se combinan, generando nuevos orbitales híbridos. Así, el proceso de hibridación de un orbital “s” con tres orbitales “p” conduce a la formación de cuatro nuevos orbitales híbridos, que llamaremos “sp 3 ”, y que se lee "ese pe tres" (la suma de los exponentes nos da el número de orbitales formados, 1 + 3 = 4). Este proceso de hibridación nos da cuatro orbitales híbridos sp 3 , los cuales están semillenos (tienen un solo electrón). Esto quiere decir que son capaces de formar cuatro enlaces covalentes, y por ello en el metano (CH 4 ), el carbono central puede acomodar alrededor de él a cuatro átomos. Observación En el metano (CH 4 ) decimos que el átomo central tiene una hibridación sp 3 , porque está unido a cuatro átomos. Pero, ¿y qué pasa en los otros casos? Pues en el caso del formaldehido (HCHO) el carbono está unido sólo a tres átomos. En este caso, la hibridación no es sp 3 , sino sp 2 (leído "ese pe dos"), ya que sólo se necesitan tres orbitales híbridos para poder unirse a tres átomos: Vemos que uno de los orbitales atómicos 2p del carbono no sufre hibridación: este orbital será usado para la formación del doble enlace. Por tanto, se han formado tres orbitales híbridos sp 2 (suma de exponentes 1+2 = 3, coincide con el número de orbitales y con el número de átomos coordinados). Finalmente, en el caso del ácido cianhídrico (HCN), al coordinar sólo dos átomos, el carbono requiere la presencia de sólo dos orbitales híbridos, y estos orbitales se denominan sp (leido "ese pe"). Por tanto, decimos que el átomo de carbono tiene una hibridación sp. Los dos orbitales atómicos 2p restantes son utilizados en la formación del enlace triple. Observación Toma en cuenta que la hibridación del átomo central depende sólo del número de átomos que tiene unido, no depende del tipo de enlaces que presente (sigma o pi). ¿Y para qué ocurre la hibridación? Pues ocurre para que un átomo forme nuevos enlaces. Los orbitales atómicos no están diseñados para la compartición de electrones. Sin embargo, los orbitales híbridos sí permiten aceptar electrones de otras especies y, consecuentemente, formar enlaces covalentes. Por tanto, un átomo es capaz de formar enlaces sólo a través de orbitales híbridos. En el caso de que el átomo central posea pares libres (es decir, cuando no se trata de carbono), debemos considerar que cada par libre ocupa un orbital híbrido. Por ejemplo, la molécula de amoníaco (NH 3 ) tiene la siguiente estructura de Lewis: Observamos que el nitrógeno (átomo central) está unido a tres átomos de hidrógeno y tiene, además, un par de electrones libre. El nitrógeno tiene número atómico 7, es decir, posee un electrón más que el carbono. En el caso de la formación de orbitales híbridos, observamos lo siguiente: Vemos que un orbital híbrido está lleno. Sin embargo, los otros tres están semillenos, y serán los que aceptarán los electrones de los átomos con los que se formarán enlaces covalentes. Dado que se han formado cuatro nuevos orbitales híbridos, la hibridación del átomo de nitrógeno es sp 3 . ¿Y por qué el nitrógeno no usa los tres orbitales del subnivel 2p para formar enlaces covalentes? Pues porque ya hemos dicho que esos orbitales son atómicos, pero no sirven para formar enlaces covalentes. Es necesario siempre realizar la hibridación, y para ello, es necesaria la presencia de un orbital “s”. Por tal motivo, la combinación posible, dado el número de átomos coordinados y del par libre, es la de formar cuatro orbitales sp 3 . El par libre de electrones está ubicado dentro de un orbital híbrido sp 3 . 3.4.4. Geometría molecular - Teoría RPECV Unidad 3: Enlace químico La geometría molecular es la disposición tridimensional de los átomos que conforman una molécula. Es muy importante conocer correctamente la geometría de una molécula, ya que está relacionada directamente con la mayoría de propiedades físicas y químicas, como por ejemplo, punto de ebullición, densidad, solubilidad, etc. Si conocemos la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su geometría utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Esta teoría se basa en el hecho que los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud de cargas). Por tal motivo, los orbitales que contienen a los electrones se orientan de tal forma que queden lo más alejados entre sí. Es importante notar que la geometría de la molécula está referida siempre al átomo central, y que, para determinarla correctamente, debemos conocer el número de coordinación total de dicho átomo. N° coordinación = N° átomos unidos + N° pares libres Ejemplo 3.7. Analicemos la molécula de CO 2 . Previamente hemos determinado su estructura de Lewis, la cual es la siguiente: Determinemos el número de coordinación del carbono (átomo central): tiene dos átomos unidos y ningún par libre. Por tanto, su número de coordinación es 2, debido a los dos átomos de oxígeno unidos. Estos átomos querrán estar lo más alejado posible entre sí, y para ello, deberán oponerse entre sí 180°. Por tanto, dado que los tres átomos pueden ser colocados a lo largo de una línea recta, decimos que la geometría de la molécula de CO 2 es LINEAL. Observa la hibridación del carbono: es sp. Observación Cualquier molécula diatómica (formada sólo por dos átomos) será necesariamente lineal. Ejemplo 3.8. Analicemos ahora la geometría del ión carbonato CO 3 2- . Tratándose de un ión molecular, podemos establecer también su geometría. Hemos determinado previamente su estructura de Lewis: El carbono (átomo central) tiene número de coordinación 3, debido a que está unido a tres átomos de oxígeno y no tiene pares libres. Por tanto, estos tres átomos deben repelerse lo máximo posible entre ellos. Para que esto ocurra, debemos orientar los oxígenos hacia los vértices de un triángulo, ya que así estarán separados 120° entre ellos: Por tanto, diremos que la geometría del ión carbonato es TRIANGULAR. Observa que la hibridación del carbono essp 2 . Ejemplo 3.9. Analicemos ahora la geometría del ión amonio NH 4 + . La estructura de Lewis es la siguiente: El número de coordinación del nitrógeno es 4. Por tanto, los cuatro átomos unidos querrán separarse lo máximo posible. Orientarse hacia los vértices de un cuadrado los separaría 90°, pero mejor resulta orientarse hacia los vértices de un tetraedro, ya que en este caso, los átomos de hidrógeno estarán separados entre ellos 109,5°. En consecuencia, la geometría del ión amonio es TETRAÉDRICA. Observa que la hibridación del átomo de nitrógeno es sp 3 . Pero, ¿y qué pasa con aquellos átomos centrales que sí poseen pares libres? En tales casos, debemos considerar a los pares libres para saber la orientación que tendrán los orbitales. Sin embargo, cuando determinamos la geometría, LOS PARES LIBRES NO SE DEBEN CONSIDERAR, ya que la geometría sólo está determinada por los átomos que conforman una molécula. Ejemplo 3.10. Veamos los casos del agua (H 2 O) y del amoníaco (NH 3 ). Ambas moléculas tienen número de coordinación 4. En el agua, tenemos dos átomos unidos y dos pares libres. Por tanto, los orbitales que contienen a los electrones correspondientes deben orientarse hacia los vértices de un tetraedro: Sin embargo, al momento de determinar la geometría de la molécula, no debemos tomar en cuenta los pares libres. Por tanto, si los eliminamos, observaremos que el agua tiene una geometría ANGULAR (tipo búmeran), donde el ángulo entre H-O-H es 109,5°. En el caso del NH 3 , el átomo central tiene tres átomos unidos y un par de electrones libre. (número de coordinación 4) Nuevamente, los orbitales deben orientarse hacia los vértices de un tetraedro: Al momento de decidir la geometría, no debemos considerar el par libre. Por tanto, vemos que los tres átomos de hidrógeno están orientados hacia los vértices de un triángulo, pero con el nitrógeno destacando por encima: una especie de pirámide con base triangular. Esta geometría se llama PIRÁMIDE TRIGONAL. El siguiente cuadro resume la geometría de las moléculas según el número de coordinación que presenten. Figura 3.5. Geometría molecular según el número de coordinación. El siguiente vídeo te mostrará la repulsión de pares de electrones usando globos. Podrás comprobar que los orbitales quieren estar lo más cómodos posibles, y por ello, se repelen lo máximo posible: Ejercicio 3.7 Para las siguientes especies SCl 2 , PCl 3 , CCl 4 y NO 3 - , determinar: Estructura de Lewis Número de coordinación del átomo central Hibridación del átomo central Geometría molecular 3.4.5. Polaridad de moléculas Unidad 3: Enlace químico ¿Por qué el agua se mezcla homogéneamente con el alcohol y no es capaz de mezclarse con el aceite? La solubilidad es una propiedad física que se relaciona directamente con la polaridad de las moléculas. En esta parte, aprenderemos a establecer si una molécula es polar o no polar (apolar). La polaridad es una propiedad de las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas dentro de la molécula, según el número y tipo de enlaces que posea. El enlace covalente entre dos átomos puede ser polar o apolar. Esto depende del tipo de átomos que lo conforman: si los átomos son iguales, el enlace será apolar (ya que ningún átomo atrae con más fuerza los electrones). Pero, si los átomos son diferentes, el enlace estará polarizado hacia el átomo más electronegativo, ya que será el que atraiga el par de electrones con más fuerza. Consideremos el enlace H-H y H-F: Vemos que en el enlace H-H ningún átomo es más electronegativo que el otro. Por tanto, el par de electrones no se polariza y podemos decir que el momento dipolar (µ) es cero. En el caso del enlace H-F, el flúor es más electronegativo que el hidrógeno. Por tanto, el par de electrones se siente atraído hacia el flúor. Podemos representar esta polarización del enlace por medio de una flecha, que SIEMPRE apunta al átomo más electronegativo. En el caso del H-F, el momento dipolar (µ) es diferente de cero. El momento dipolar es una medida cuantitativa de la polaridad de una molécula. En presencia de un campo eléctrico, aquellas moléculas polares (es decir, aquellas con un momento dipolar diferente a cero) son alineadas en la dirección del campo, mientras que las moléculas apolares no se ven afectadas. En el caso de moléculas con más de dos átomos, el momento dipolar dependerá de la polaridad de todos sus enlaces y de la geometría molecular. La presencia de enlaces polares NO IMPLICA necesariamente que la molécula sea polar. Ejemplo 3.11. Analicemos la molécula de CO 2 . Es una molécula lineal, como lo hemos determinado previamente, donde el oxígeno es más electronegativo que el carbono. Por tanto, existirá un vector dipolo orientado hacia cada uno de los oxígenos: Sin embargo, ambos dipolos tienen igual magnitud pero sentido opuesto. Si sumamos tales vectores dipolo, se eliminarán, dando un momento dipolar total de cero. Por tanto, la molécula de CO 2 es apolar. Ejemplo 3.12. Veamos qué pasa ahora en la molécula de agua (H 2 O). Es un caso similar al ejemplo 3.11, sólo que, en este caso, los vectores apuntan al átomo central, ya que es el más electronegativo: Sin embargo, en este caso debemos recordar que la molécula de agua no es lineal, sino angular. Por tanto, tales vectores, al ser sumados, no se eliminarán, sino que darán un vector resultante tal como se muestra a continuación: Por tanto, la molécula de agua es polar: tiene un momento dipolar resultante. Recuerda Cada enlace compuesto por átomos diferentes genera un vector dipolo, el cual apunta hacia el átomo más electronegativo. Una molécula tendrá tantos vectores como enlaces covalentes tenga. Si los vectores no se anulan, entonces la molécula será polar. Las moléculas con geometría tetraédrica también pueden ser apolares, aunque resulta más difícil representar tales vectores en una molécula tridimensional. Ejemplo 3.13. Veamos la molécula de metano (CH 4 ). El carbono es ligeramente más electronegativo que el hidrógeno. Por tanto, tenemos lo siguiente: Al momento de sumar los vectores, éstos se anularán, debido a la simetría de la molécula. Por tanto, la molécula de metano es apolar. Algo diferente ocurre en la molécula de clorometano (CH 3 Cl), donde un átomo de hidrógeno ha sido reemplazado por cloro: la simetría se pierde, y por tanto, los vectores no se anulan. El CH 3 Cl es polar. Recuerda Las moléculas con enlaces polares en la que la distribución de átomos no es simétrica, son POLARES. Por otro lado, aquellas moléculas que están enlazadas a átomos idénticos, distribuidos simétricamente, son APOLARES. ¿Y por qué es importante la polaridad? Pues porque en química se dice que “lo semejante se mezcla con lo semejante”. Aquellas sustancias polares tienden a mezclarse entre sí, mientras que las apolares prefieren mezclarse con sustancias apolares. El aceite es una sustancia apolar, y podemos verificar esto al mezclar aceite con agua (sustancia polar): se generan dos fases. No existe la misma polaridad y, por tanto, no se mezclan. Ejercicio 3.8 Analiza la molécula de dióxido de azufre (SO 2 ). Para la molécula en mención, determina y/o establece lo siguiente: Estructura de Lewis Cargas formales Hibridación del átomo central Geometría de la molécula Si es polar o apolar 3.5. Enlace metálico Unidad 3: Enlace químico Los metales poseen propiedades que los han hecho indispensables para el desarrollo del hombre. En nuestros días, tenemos un contacto diario con los metales, los cuales utilizamos en diversas formas, debido a las propiedades que los caracterizan. Por ejemplo, es muy difícil cortar la carne con un cuchillo de plástico, pero es más fácil con un cuchillo de metal. Por otro lado, calentamos el agua en una tetera metálica, pero no podemos hacerlo eficientemente en una jarra de vidrio. Más de 80 elementos de la tabla periódica son metales. Un metal está formado únicamente por un elemento de la tabla periódica: ejemplos de metales son el hierro (Fe), cobre (Cu) o sodio (Na). La fuerza que mantiene unidos a los átomos de un metal se llama enlace metálico. Figura 3.6. Elementos de la tabla que son metales (destacados en fucsia). Tomado de: "Chemistryland" (http://www.chemistryland.com/CHM107/Water/WaterTutorial.htm) Ejercicio 3.9 Un gramo de oro (Au), en forma cúbica (0,37 cm cada lado) puede ser estirado formando un alambre de 20 µm de diámetro (más delgado que un cabello) y 160 m de longitud. Además, un gramo de oro se puede estirar formando una lámina de 1 m 2 y 70 nm de espesor. ¿Cómo se llaman estas propiedades? Capacidad para formar hilos: Capacidad para formar láminas: Propiedades de los metales Los metales tienen las siguientes propiedades: Brillo: reflejan el haz de luz. Maleabilidad: capacidad de formar láminas. Ductilidad: capacidad para ser esturados formando hilos. Conductividad térmica: conducen el calor, por eso son fríos al tacto. Conductividad eléctrica: movimiento ordenado de electrones frente a un campo eléctrico. Estas propiedades se explican mediante dos teorías: la teoría del mar de electrones y la teoría de bandas. Teoría del mar de electrones Los metales tienden, por su baja energía de ionización, a perder electrones. Por tanto, podríamos considerar a un átomo metálico como un catión unido al electrón de valencia que podría perder. En un metal tenemos muchísimos átomos unidos entre sí. Entonces, podemos considerar a un metal como un conjunto de cationes metálicos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados. La atracción electrostática entre carga positiva (del catión) y negativa (del electrón) mantiene fuertemente unidos a todos los átomos del metal. La siguiente figura muestra un poco la idea del mar de electrones: Figura 3.7. Modelo del mar de electrones: cationes metálicos inmersos en una gran cantidad de electrones móviles Tomado de: Tutorvista.com (http://www.tutorvista.com/content/chemistry/chemistry-iii/chemical-bonding/bonding-metallic- solids.php) Los electrones de valencia deslocalizados actúan como un pegamento electrostático, manteniendo unidos a los cationes metálicos. Es algo similar a lo que ocurre en el enlace iónico, donde ocurre atracción catión-anión. En este caso, ocurre la atracción catión-electrón. El modelo del mar de electrones explica de manera sencilla las propiedades de los metales. La ductilidad y maleabilidad ocurre debido a que la deslocalización de electrones ocurre en todas las direcciones a manera de capas. Por tanto, ante un esfuerzo externo, estas capas se deslizan unas sobre otras, sin que se rompa la estructura. Por otro lado, dado que los electrones son móviles, permiten el flujo de corriente eléctrica, explicándose la conductividad eléctrica. Asimismo, ese movimiento de electrones puede conducir calor, transportando energía cinética de una parte a otra del metal. Observaciones Estas propiedades varían en intensidad de un elemento metálico a otro. A mayor cantidad de electrones de valencia que posea el metal, el pegamento electrostático será más fuerte. Ejercicio 3.10 Explica el hecho de que un trozo de sodio metálico ( 11 Na) puede cortarse con un cuchillo, mientras que es imposible hacer lo mismo con un trozo de hierro ( 26 Fe). Teoría de bandas La teoría de bandas se basa en el hecho de que los átomos que conforman un metal contiene orbitales atómicos, los cuales pueden estar llenos o vacíos. Si tenemos una gran cantidad de átomos muy juntos entre ellos, la superposición de orbitales da lugar a regiones, las cuales se denominan bandas. Analicemos el caso de magnesio, un metal con número atómico 12. Su configuración electrónica es [Ne]3s 2 , esto quiere decir que cada átomo tiene dos electrones de valencia ubicados en el orbital 3s, quedando los orbitales del subnivel 3p vacíos. Por tanto, al considerar el metal como muchos átomos de magnesio juntos, podemos imaginar la aparición de bandas, que no son más que muchos orbitales superpuestos. Una banda, correspondiente a la superposición de los orbitales 3s, estará llena de electrones y se llamará BANDA DE VALENCIA (porque contiene a los electrones de valencia). La banda formada por los orbitales del subnivel 3p está adyacente, pero vacía. Esta banda se denomina BANDA DE CONDUCCIÓN. Figura 3.8. Diagrama de bandas para el magnesio. En todo metal, las bandas de valencia y de conducción están muy próximas entre sí, y la energía necesaria para que un electrón pase de la banda de valencia a la de conducción es despreciable. Para que un metal conduzca la corriente, debe ocurrir el salto de electrones de la banda de valencia a la banda de conducción. Sin embargo, hay algunos elementos de la tabla que se comportan como semiconductores. Estas especies son conductoras de la corriente y el calor sólo bajo ciertas condiciones. Ejemplo de semiconductores son el silicio (Si) y el germanio (Ge). Y, además, otros elementos de la tabla se comportan como aislantes, es decir, no conducen nunca la corriente eléctrica. Un ejemplo es el azufre (S). ¿Por qué ocurre esto? En estos casos, es de esperar que la separación entre las bandas de valencia y de conducción sea mayor. En el caso de los semiconductores, la separación (Gap en inglés) es apreciable, pero es posible que un electrón pase a la banda de conducción al aplicarle cierta energía. En el caso de los aislantes, este salto no es posible, dada la gran diferencia energética que hay entre ambas bandas. Figura 3.9. Diferencia energética entre las bandas de valencia y de conducción en un metal, semiconductor y aislante. Dopaje Los semiconductores han ganado una gran importancia en los últimos tiempos, más aún con el desarrollo de la energía solar. Los paneles solares están basados en silicio, un material semiconductor. Pero ¿por qué se usa silicio, si sabemos que es un material que conduce poco la corriente? Debemos recordar que un semiconductor conduce la corriente por aplicación de energía, que bien puede ser la energía que recibimos del sol. Pero también, podemos mejorar la conductividad del semiconductor por un proceso denominado dopaje. El dopaje consiste en introducir impurezas dentro del semiconductor para modificar su comportamiento. Las impurezas en mención son pequeñas cantidades de otros elementos químicos. Estas cantidades son tan pequeñas, que puede existir un átomo de la impureza por cada cien millones de átomos del semiconductor. Analicemos al silicio, elemento del grupo 4 de la tabla. ¿Qué pasaría si reemplazamos un átomo de silicio por un átomo de fósforo? Dado que el fósforo es un elemento del siguiente grupo, tiene un electrón de valencia extra. Esto quiere decir que en la red metálica del silicio tendremos un electrón extra, que puede moverse por toda la red y, por tanto, conducir la corriente eléctrica. El proceso de añadir al silicio un elemento con un electrón de valencia extra se denomina DOPAJE NEGATIVO, ya que existe un exceso de electrones dentro de la red metálica. Figura 3.10. Silicio dopado con fósforo. Tomado de: "Esacademic" (http://www.esacademic.com/dic.nsf/eswiki/388497) Por otro lado, la inserción de un átomo del grupo 3 dentro de la red del silicio producirá un “hueco” dentro de la estructura, justo donde estaba el electrón del átomo de silicio extraído. Este “hueco” mejorará también la conductividad, ya que los electrones adyacentes pueden desplazarse hacia el hueco, originándose movimiento de electrones, lo cual es imprescindible para la conductividad. El proceso de añadir al silicio un elemento con un electrón de valencia menos se denomina DOPAJE POSITIVO, ya que en este caso hay un déficit de electrones con respecto al semiconductor de partida. Un ejemplo lo constituye el dopaje de silicio con boro. Figura 3.11. Silicio dopado con boro. Tomado de: "Esacademic" (http://www.esacademic.com/dic.nsf/eswiki/388497) Observación El dopaje, ya sea positivo o negativo, mejora la conductividad eléctrica del semiconductor. La elección del tipo de dopaje dependerá del uso final que se le dé al dispositivo. Unidad 4: Estequiometría Índice de la Unidad 4 4.1. Ecuación química: qué es y cómo se balancea 4.2. Relaciones estequiométricas y cálculos con estequiometría 4.3. Reactivo limitante y reactivo en exceso 4.4. Rendimiento de reacción 4.1. Ecuación química: qué es y cómo se balancea Unidad 4: Estequiometria Uno de los aspectos más interesantes e importantes de la Química es el estudio de las reacciones químicas. Es mediante las reacciones químicas que se producen nuevas sustancias a partir de otras. Las reacciones químicas pueden producirse: De manera natural, como la fotosíntesis, la respiración (inhalamos oxígeno y exhalamos dioxido de carbono), las explosiones en los volcanes, etc. Producidas por el hombre, tales como la producción de medicamentos, explosivos, colorantes para textiles y para alimentos, nuevos plásticos, catalizadores que aceleren otras reacciones, etc. Una reacción química es un proceso en el cuál una o más sustancias se transforman en una o más sustancias nuevas. ¿Cómo se lee una ecuación química? Tomemos de ejemplo la ecuación siguiente, que nos muestra la formación de agua: 2 H 2(g) + O 2(g) → 2 H 2 O (l) ¿Qué es lo que estamos viendo? Observamos una flecha hacia la derecha. Esta flecha separa la reacción en dos lados: el izquierdo o de los reactivos, y el derecho, o de los productos. Lo que representa la ecuación es que aquellas sustancias a la izquierda de la flecha se transforman en las que se ven a la derecha. Por tanto, podemos decir que: 2 moléculas de hidrógeno (H 2 ) reaccionan con 1 molécula de oxígeno (O 2 ) para transformarse en 2 moléculas de agua (H 2 O). O, dicho en otras palabras, 2 moléculas de H 2 y una molécula de O 2 forman 2 moléculas de H 2 O. Sin embargo, en el mundo de las reacciones químicas no trabajamos con átomos o moléculas, sino que lo hacemos con moles. La lectura de la ecuación es similar, pero se utilizan moles para describirla. Por tanto, sería: “Dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno para producir 2 moles de agua”. CÓMO BALANCEAR UNA ECUACIÓN: ESTEQUIOMETRÍA En química, la estequiometría, del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida), es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762- 1807). En 1792 escribió lo siguiente: La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados. En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos. Unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa, que implica que el número de átomos de un determinado elemento a la izquierda de una ecuación debe coincidir con el número de átomos de ese mismo elemento a la derecha de la ecuación. Es por ello que se utilizan coeficientes para balancear una ecuación. Si observas la ecuación anterior, verás que se ha colocado un "2" delante del H 2 en el lado de los reactivos. De esta manera, el número de átomos de hidrógeno en el lado izquierdo es cuatro, idéntico al que hay a la derecha, porque se ha colocado también un "2" delante del H 2 O. ¿Cómo balanceo una ecuación? Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción química) balanceada debe reflejar lo que pasa realmente antes de comenzar y al finalizar la reacción y, por tanto, debe respetar las leyes de conservación de masa. Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número llamado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada (se puede considerar como el número de moléculas o de átomos, o de iones o de moles; es decir, la cantidad de materia que se consume o se transforma). Ejemplo En la reacción de combustión del metano (CH 4 ), éste se combina con oxígeno molecular (O 2 ) del aire para formar dióxido de carbono (CO 2 ) y agua (H 2 O). La reacción sin ajustar (sólo representando los elementos que interactúan) será: CH 4 + O 2 → CO 2 + H 2 O Esta reacción no está escrita correctamente, porque no cumple la ley de conservación de la materia. Para el elemento hidrógeno (H), por ejemplo, hay 4 átomos en los reactivos (CH 4 ) y sólo 2 en los productos (H 2 O). Se ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de cada compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado: si se pone un 2 delante del H 2 O, se respeta la conservación para el carbono (C) y el hidrógeno (H), pero no para el oxígeno (O), situación que puede corregirse poniendo otro 2 delante de O 2 en los reactivos: CH 4 + 2 O 2 → CO 2 + 2 H 2 O y se obtiene así, finalmente, la reacción balanceada. Ahora podemos leer la ecuación anterior: dice que 1 mol de metano (CH 4 ) reacciona con 2 moles de oxígeno molecular (O 2 ) para dar 1 mol de dióxido de carbono (CO 2 ) y 2 moles de agua (H 2 O). Si verificamos el número de átomos veremos que en ambos lados de la ecuación hay 1 átomo de carbono (C), 4 átomos de hidrógeno (H) y 4 átomos de oxígeno (O). La materia (la cantidad de átomos) se ha conservado una vez terminada la reacción química. IMPORTANTE Ojo, no hay un único balanceo correcto para una ecuación. En el ejemplo anterior, se pudo haber considerado el siguiente balance: 2 CH 4 + 4 O 2 → 2 CO 2 + 4 H 2 O La ecuación también está correctamente balanceada, pues el número de átomos de cada elemento es idéntico a cada lado de la reacción. Sin embargo, se suelen usar números pequeños, en los que se busca que al menos una de las sustancias tenga como coeficiente un 1. El balance que le demos a la ecuación no alterará los cálculos posteriores. Lo importante es tener la ecuación balanceada, y eso se consigue teniendo el mismo número de átomos a cada lado de la ecuación. Ejercicio 4.1 1. Balancea las siguientes ecuaciones químicas: C 6 H 12 O 6(ac) → C 2 H 5 OH (ac) + CO 2(g) Mg (s) + O 2(g) → MgO (s) C 3 H 8(g) + O 2(g) → CO 2(g) + H 2 O (g) 2. ¿Está balanceada la siguiente ecuación? C 7 H 8(l) + 9 O 2(g) → 7 CO 2(g) + 4 H 2 O (l) 4.2. Relaciones estequiometrias y cálculos con estequiometria Unidad 4: Estequiometria La estequiometria establece relaciones entre las moléculas o elementos que conforman los reactivos de una ecuación química con los productos de dicha reacción. Las relaciones que se establecen son relaciones MOLARES entre los compuestos o elementos que conforman la ecuación química: siempre en MOLES, NUNCA en gramos. La estequiometria es el estudio de las relaciones cuantitativas (de cantidades) entre los reactivos y los productos en una ecuación química y se basa en la ecuación balanceada. Los coeficientes estequiométricos de una reacción química sólo nos indican la proporción en la que reaccionan dichas sustancias. No nos dicen cuánto están reaccionando. Analicemos la siguiente ecuación química balanceada: C 7 H 8 + 9 O 2 → 7 CO 2 + 4 H 2 O Podemos establecer las siguientes relaciones: Por 1 mol de C 7 H 8 que reacciona, se necesitan 9 moles de O 2 . En pocas palabras, estamos estableciendo una regla de tres, la cual también la podemos escribir como un factor de conversión unitario: También podemos establecer relaciones entre las moles de O 2 y las moles de CO 2 producidas o la relación entre las moles de H 2 O producidas y la cantidad de O 2 necesarias para producirla, tal y como podemos observar en las siguientes relaciones estequiométricas: CÁLCULOS CON ESTEQUIOMETRÍA Una reacción química balanceada, nos informa sobre las relaciones molares entre reactantes y productos. Cuando se lleva a cabo una reacción química ya sea, en el laboratorio, en una fábrica o en la naturaleza, las cantidades que se emplean pueden ser muy variadas y se conocen como las condiciones de reacción. Las relaciones estequiométricas, nos permitirán conocer la cantidad de producto que esperamos en las reacciones químicas, dicho de otra manera, estas relaciones nos permiten conocer cuánto se producirá o cuánto se necesitará de una sustancia, cuando la reacción ocurre a esas condiciones. Por ejemplo, si nos piden calcular: ¿Cuántos moles de cloruro de magnesio (MgCl 2 ), se producirán, si se hacen reaccionar 2,4 g de Mg con suficiente cantidad de ácido clorhídrico (HCl)? (estas son las condiciones de reacción). La reacción química es la siguiente: Mg(s) + HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2(g) El primer paso será balancear la ecuación, esto permite conocer las relaciones estequiométricas existentes entre reactivos y productos. Mg (s) + 2 HCl (ac) → MgCl 2(ac) + H 2(g) El segundo paso, como las relaciones estequiométricas se establecen en moles, debemos conocer a cuántas moles equivale la cantidad en gramos del reactivo. Si la masa molar del Mg es igual a 24 g/mol, tendremos que a las condiciones de la reacción descrita anteriormente, se están haciendo reaccionar 0,1 mol de Mg. El tercer paso, analizamos las relaciones estequiométricas descritas en la ecuación balanceada. Podemos ver que la relación entre el Mg (reactivo) y el MgCl 2 (producto) es 1:1; por lo que podemos concluir que a las condiciones de esa reacción se producirán 0, 1 mol de MgCl 2 . Calculen ustedes la cantidad: De gas H 2 que se producirán en está reacción, expresen está cantidad tanto en moles como en gramos. De ácido clorhídrico (HCl), que serán necesarios para que todo el Mg reaccione. Ejercicio 4.2 Se hacen reaccionar tolueno (C 7 H 8 ), con O 2 , para producir dióxido de carbono (CO 2 ) y agua (H 2 O). 1. Si en la ecuación química descrita, las condiciones de reacción son hacer reaccionar 10 moles de tolueno, con suficiente cantidad de oxígeno. Determina la cantidad de: Oxígeno que se necesitarán para que todo el tolueno reaccione. Dioxido de carbono y de agua que se producen. Exprese la cantidad en gramos. 2. Teniendo en cuenta la misma reacción, determine: La cantidad (en gramos) de tolueno que será necesraia para producir 380 g de dióxido de carbono. 4.3. Reactivo limitante y reactivo en exceso Unidad 4: Estequiometría Analicemos la siguiente analogía: En la cafetería de Artes tienen una “ecuación” para preparar pan con jamón. Ellos requieren de 1 jamón y 2 rebanadas de pan de molde, por cada pan con jamón que deban preparar. La “ecuación” la podemos representar de la siguiente forma: 1 JAMÓN + 2 REBANADAS DE PAN --> 1 “PAN CON JAMÓN" Analicen y respondan las situaciones siguientes: 1. Si se cuenta con 15 jamones y: 38 rebanadas de pan, ¿cuántos panes con jamón se podrán preparar?, ¿sobrará alguna pieza? ¿cuántas? 28 rebanadas de pan, ¿cuántos panes con jamón se podrán preparar?, ¿sobrará alguna pieza? ¿cuántas? 2. En el punto 1, establece para cada situación, quién limita la producción de panes con jamón, las rebanadas de pan o el jamón. Es decir quién es el “reactivo limitante” para cada situación. Una vez analizada la analogía anterior, podemos tener ya una idea y una definición de reactivo limitante. Escribela y luego compara tus observaciones con las emitidas líneas abajo. El reactivo limitante será aquél que se agote primero en la reacción. El reactivo en exceso será aquel que no se agote por completo durante la reacción. La cantidad de producto que se obtenga de la reacción, dependerá siempre de la cantidad de reactivo limitante que se tenga en la reacción. Observa el video a continuación: El video muestra distintos casos para la reacción entre magnesio (Mg) y ácido clorhídrico (HCl), donde se forma cloruro de magnesio (MgCl 2 ) e hidrógeno gaseoso (H 2 ). http://www.youtube.com/watch?v=Txb171MMAOg Escribe la ecuación química balanceada que se está planteando en el experimento. Observa detenidamente lo que ocurre en cada uno de los recipientes donde ocurre la reacción. Lo observado tiene relación con la definición de reactivo limitante, ¿puedes agregar algo más a la definición dada anteriormente? El siguiente vídeo muestra otros casos similares sobre el reactivo limitante (observación: el video está en inglés pero se puede seguir mediante las reacciones indicadas en el mismo): http://www.youtube.com/watch?v=jDFaPcbLuUw La mayoría de las veces, los reactivos que intervienen en una ecuación química, no se encuentran en las cantidades estequiométricas para reaccionar por completo. Siempre se debe averiguar cuál de los reactivos es el limitante y cuál de ellos está en exceso. Recuerda: la reacción es gobernada por el reactivo limitante Ejemplo La reacción de combustión del propano,es la siguiente: C 3 H 8 (g) + 5 O 2 → 3 CO 2 (g) + 4 H 2 O (g) Si se hacen reaccionar 3 moles de C 3 H 8 con 20 moles de O 2 . ¿Cuál de los dos será el reactivo limitante? Podemos realizar los cálculos de dos maneras: Teniendo en cuenta la información del C 3 H 8 . Diremos que para que reaccionen todas las moles de C 3 H 8 (3 moles) se requieren: por lo tanto: sólo se utilizarán 15 moles de O 2 en la reacción. Éste será el reactivo en exceso, y se tendrá lal final de la reacción 5 moles de oxígeno que no han reaccionado (excedente). Teniendo en cuenta la información del O 2 , Diremos que para que reaccionen todas las moles de O 2 (20 moles), se necesitarían: Por lo tanto: Como sólo se tienen 3 moles de C 3 H 8 (y no 4 moles como se necesitaría para que se consuma todo el O 2 ). Se concluye que el Reactivo limitante, el que se agota es el C 3 H 8 , y el que está en en exceso será el O 2 . Tengan en cuenta que por cualquiera de los dos caminos se llega la misma conclusión, que: el C 3 H 8 es el reactivo limitante (puesto que éste limita la cantidad a reaccionar) y el O 2 está en exceso (parte de éste quedará sobrando). ¿Qué especies estarán presentes al final de la reqcción y en qué cantidad? El reactivo limitante es el que determinará cuánto producto se formará. Luego, las moles de C 3 H 8 son las que determinarán, cuántas moles de CO 2 y H 2 O se producirán formarán: · Conclusión: Al inicio de la reacción se tenían 3 moles de C 3 H 8 y 20 moles de O 2 . Al finalizar la reacción, se han formado 9 moles de CO 2 y 12 moles de H 2 O además y también se tendrán las 5 moles de O 2 que no reaccionaron (reactivo en exceso). 4.4. Rendimiento de reacción Unidad 4: Estequiometría Si regresamos a la analogía de la producción de "panes con jamón", ahi veíamos que la fabricación de panes con jamón seguía la "ecuación" siguiente: 1 JAMÓN + 2 REBANADAS DE PAN → 1 “PAN CON JAMÓN” Si le entregan a uno de los cocineros 18 jamones y 36 rodajas de pan, el puede preparar los panes con jamón, pero supongamos que se le caen 2 al piso y tiene que botarlos a la basura. Calcula el rendimiento de producción de panes con jamón que tuvo el cocinero. Él debía conseguir una producción de 18 panes de jamón, "rendimiento teórico", pero en realidad solo puede entregar 16 panes de jamón, "rendimiento real". El rendimiento de la reacción será: El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se “esperaría” obtener si todo funciona bien. Sin embargo, frecuentemente hay reacciones secundarias (formación de otros productos), o no todos los reactivos reaccionan como se esperaría. Esto ocasiona que no se alcance el rendimiento teórico sino una menor cantidad de producto: rendimiento real. La relación entre lo que realmente (experimentalmente) se obtuvo de producto (rendimiento real) y el rendimiento teórico (lo que se esperaba obtener) es el rendimiento de la reacción. Ten en cuenta que el rendimiento se puede calcular en peso (gramos) o moles, teniendo cuidado que ambos rendimientos (real y teórico) estén en las mismas unidades. Ejercicio 4.3 La aspirina, C 9 H 8 O 4 , se produce a partir de ácido salicílico, C 7 H 6 O 3 , y anhidrido acético, C 4 H 6 O 3 , produciendo además ácido acético (C 2 H 4 O 2 ). 1.- Escribe la ecuación balanceada de la producción de la aspirina. 2.- ¿Cuánto ácido salicílico se requiere para producir 150 kg de aspirina, suponiendo que todo el ácido salicílico se convierte en aspirina? Recuerda que todo calculo estequiométrico debe hacerse en moles. 3.- ¿Cuánto ácido salicílico se requeriría si la reacción tiene un rendimiento de 80 %? Ten en cuenta que que se producen 150 kg (rendimiento real), debes averiguar cuanto es el rendimiento teórico, y con esta cantidad, calcular la cantidad de acido salicílico necesaria para esa producción, haciendo uso de las realciones estequiómetricas de la reacción. 4.- Calcula el rendimiento teórico de producción de aspirina, si se hacen reaccionar 185 kg de ácido salicílico con 125 kg de anhídrido acético. 5.- Si la situación descrita en la pregunta 4, produjera solo 182 kg de aspirina, calcula el porcentaje de rendimiento. En el link que se da a continuación encontraras ejercicios sobre estequiometría: http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/3_eso_materiales/b_v/ejercicios/bl_5_ap_4_01.htm Unidad 5: Estados de la materia Índice de la Unidad 5 5.1. Introducción 5.2. El estado gaseoso 5.2.1. Leyes de los gases ideales 5.2.2. Mezcla de gases - Ley de Dalton 5.2.3. Teoría Cinético Molecular - Ley de Graham 5.3. Fuerzas intermoleculares 5.4. Propiedades de los líquidos 5.5. Estado sólido - Tipo de sólidos 5.6. Cambios de estado - Diagramas de calentamiento - Diagramas de fase 5.1. Introducción Unidad 5: Estados de la materia En la primera Unidad vimos brevemente los estados en los que se presenta la materia en el universo, en el siguiente video podemos observar algo más: http://www.youtube.com/watch?v=c4EP-7cbpQY http://www.youtube.com/watch?v=tEY0V8BD8K4 5.2. El estado gaseoso Unidad 5: Estados de la materia Los gases intervienen en muchos aspectos de nuestra vida cotidiana, ya sea de manera positiva ayudándonos en nuestras labores, o de manera negativa perjudicando nuestro medio ambiente, así por ejemplo: el aire que respiramos, que nos proporciona el oxígeno que requerimos para respirar y mantenernos vivos, el GNV o gas natural vehicular, proveniente del gas de Camisea, que permite que los veículos se movilicen con una menor inversión en combustible, el gas propano que usamos en casa para preparar los alimentos o calentar el agua de la terma, el aire presente en las llantas de algunos vehículos, la mezcla gaseosa que se usan en las soldaduras, formada por acetileno combinado con oxígeno, el aire enriquecido que se emplea en submarinismo, son mezclas que además de oxígeno contienen helio, nitrógeno, los gases que se emanan junto con la lava en las erupciones volcánicas, los gases que se desprenden de los tubos de escape de los vehículos o de las chimeneas de las fábricas, y que contaminan nuestro ambiente. http://www.sxc.hu dalasa.obolog.com Google imágenes universalocean.es Google imágenes http://www.tromesaeirl.co m Google imágenes biodisol.com Google imágenes planetark.org Google imágenes volcanoes.usgs.gov Google imágenes Las características que define a los gases son: pueden ser confinados en un recipiente, ocupando todo el volumen del que disponen y adquiriendo la forma del recipiente que los contiene, son altamente compresibles, se combinan fácilmente cuando varios gases se confinan en un mismo recipiente, sus densidades son mucho menores que las de los sólidos y los liquidos; Esto es debido a que la distancia entre las moléculas es mucho más grande que en el estado líquido o en el estado sólido y, porque las moléculas se encuentran en constante movimiento. Son cuatro los parámetros que definen el comportamiento de las sustancias en el estado gaseoso: la presión, P, el volumen, V, la temperatura, T y la cantidad de sustancia en estudio, n. Todos estos parámetros están relacionados entre sí en base a las teorías de los gases ideales. Se consideran gases a aquellas sustancias que a condiciones normales, existen naturalmente en el estado gaseoso, mientras que cuando una sustancia, líquido o sólido, se evapora, se dice que se encuentra en fase gas. En la siguiente tabla se muestran algunos gases y sus propiedades. Nombre Fórmula Color Olor Toxicidad Amoníaco NH 3 Incoloro Penetrante Tóxico Dióxido de carbono CO 2 Incoloro Inodoro No tóxico Monóxido de carbono CO Incoloro Inodoro Muy tóxico Cloro Cl 2 Verde pálido Irritante Muy tóxico Helio He Incoloro Inodoro No tóxico Neón Ne Incoloro Inodoro No tóxico Hidrógeno H 2 Incoloro Inodoro No tóxico Cloruro de hidrógeno HCl Inodoro Irritante Tóxico Sulfuro de hidrógeno H 2 S Incoloro Fétido Muy tóxico Metano CH 4 Incoloro Inodoro No tóxico Nitrógeno N 2 Incoloro Inodoro No tóxico Dióxido de nitrógeno NO 2 Marrón rojizo Irritante Muy tóxico Oxígeno O 2 Incoloro Inodoro No tóxico Se puede observar que los elementos H 2 , Cl 2 , O 2 y N 2 existen como moléculas diatómicas. Un alótropo del oxígeno, el ozono, O 3 , también es un gas a temperatura ambiente. Todos los elementos del grupo 8 ó gases nobles, son elementos monoatómicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn. Los compuestos iónicos no existen como gases; sin embargo, el comportamiento de los compuestos moleculares es variado, así por ejemplo CO, CO 2 , HCl, NH 3 y CH 4 son gases. Observación La atmósfera terrestre consiste de una mezcla de gases que rodea la Tierra, se mantiene sobre ella gracias a la acción de la gravedad y como es materia, ejerce presión sobre la superficie terrestre. Este hecho fue demostrado por Evangelista Torricelli (1606 - 1647); para ver una breve explicación del experimento puedes pulsar aquí. En el siguiente video puedes evidenciar el efecto de la presión atmosférica: http://www.youtube.com/watch?v=vfi_PU7q_Zw ¿Sabes ... Cómo se mide la presión atmosférica? Qué es el barómetro? Para qué sirve el manómetro? Aquí algunos usos del manómetro en nuestra vida diaria (Google Imágenes): espacio-automotor.com autobild.es cerveceroscaseros.com.ar http://www.buenasalud.net comeryvivirmejor.blogspot.com ocompras.com La presión de un gas se define como la fuerza que ejercen las moléculas gaseosas sobre las paredes del recipiente que las contiene. Esta fuerza se produce por el movimiento permanente de las moléculas gaseosas en el interior del recipiente, que colisionan entre si y con las paredes. En consecuencia, la presión de un gas se determina por el número de colisiones que ejercen las moléculas gaseosas, por unidad de área de la pared del recipiente que lo contiene. Para medir la presión de un gas que se encuentra dentro de un recipiente se usan generalmente manómetros de mercurio, Hg, como se muestran en la figura y que operan de la siguiente manera: Google Imágenes: fq.uh.cu Si la presión del gas es menor que la atmosférica, se emplea un manómetro de tubo cerrado. En este caso la presión es simplemente la diferencia entre los dos niveles, en mm de Hg (h 1 ) Si la presión del gas es algo mayor o menor que la atmosférica, se emplea un manómetro de tubo abierto. En este caso la diferencia de en los niveles de Hg indican la diferencia de presión respecto a la presión atmosférica de referencia. Recuerda La unidad que usamos comúnmente para la presión, son las atmósferas, atm, aquí algunas de sus equivalencias: 1 atm = 760 mmHg = 760 Torr 1 atm = 101 325 Pa 1 atm = 1,01325 bar 1 atm = 14,69594877551 PSI (pounds per square inch o libra por pulgada cuadrada) 5.2.1. Leyes de los gases ideales Unidad 5: Estados de la materia Gas ideal: es el comportamiento que presentan aquellos gases cuyas moléculas no interactúan entre si y se mueven aleatoriamente. En condiciones normales y en condiciones estándar, la mayoría de los gases presentan comportamiento de gases ideales. Ley de Boyle Si se reduce la presión sobre un globo, éste se expande, es decir aumenta su volumen, siendo ésta la razón por la que los globos meteorológicos se expanden a medida que se elevan en la atmósfera. Por otro lado, cuando un volumen de un gas se comprime, la presión del gas aumenta. El químico Robert Boyle (1627 - 1697) fue el primero en investigar la relación entre la presión de un gas y su volumen. La ley de Boyle, que resume estas observaciones, establece que: el volumen de una determinada cantidad de gas, que se mantiene a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión que ejerce, lo que se resume en la siguiente expresión: P.V = constante o P = 1 / V y se pueden representar gráficamente como: La forma que más utilizamos para representar la Ley de Boyle corresponde a la primera gráfica, donde se muestra a un rama de una hipérbola equilátera y podemos usar la siguiente expresión para determinar los valores de dos puntos de la gráfica: P1 . V1 = P2 . V2 Este tipo de gráficos se denominan isotermas, por lo que a los procesos que cumplen con la Ley de Boyle se les denomina procesos isotérmicos. Para visualizar un video que muestra un experimento de la ley de Boyle, haz click aquí. Recuerda Para que para que se cumpla la Ley de Boyle es importante que permanezcan constantes el número de moles del gas, n, y la temperatura de trabajo, T. Ley de Charles Cuando se calienta el aire contenido en los globos aerostáticos éstos se elevan, porque el gas se expande. El aire caliente que está dentro del globo es menos denso que el aire frío del entorno, a la misma presión, la diferencia de densidad hace que el globo ascienda. Similarmente, si un globo se enfría, éste se encoge, reduce su volumen. La relación entre la temperatura y el volumen fue enunciada por el científico francés J. Charles (1746 - 1823), utilizando muchos de los experimentos realizados por J. Gay Lussac (1778 - 1823). La ley de Charles y Gay Lussac se resume en: el volumen de una determinada cantidad de gas que se mantiene a presión constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta, que se expresa como: y gráficamente se representa como: 5.2.3. Teoría Cinético Molecular - Ley de Graham Debemos tener presente que la temperatura se DEBE expresar en grados Kelvin, K. Para determinar los valores entre dos puntos cualesquiera de la recta podemos usar: Los procesos que se realizan a presión constante se denominan procesos isobáricos. Análogamente, la presión de una determinada cantidad de gas que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta, que se expresa como: Los procesos que se producen a volumen constante se denominan procesos isocóricos. Para determinar los valores entre dos estados podemos usar: En los siguientes videos puedes apreciar los efectos de la Ley de Charles: http://www.youtube.com/watch?v=XHiYKfAmTMc Ley de los cambios triples Al combinar las leyes mencionadas se obtiene la ley combinada de los gases ideales o ley de los cambios triples, que establece que para una determinada cantidad de gas se cumple: Para determinar los valores entre dos estados diferentes podemos emplear: Teoría Cinética Molecular Recuerda: En las leyes estudiadas se debe mantener constante el número de moles del gas en estudio. Es necesario trabajar en temperatura absoluta, es decir en grados Kelvin, K. Ley de Avogadro A medida que agregamos gas a un globo, éste se expande, por lo tanto el volumen de un gas depende no sólo de la presión y la temperatura, sino también de la cantidad de gas. La relación entre la cantidad de un gas y su volumen fue enunciada por Amadeus Avogadro (1778 - 1850), después de los experimentos realizados años antes por Gay - Lussac. La ley de Avogadro establece que el volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constantes, es directamente proporcional al número de moles del gas presentes: Para determinar los valores para dos estados diferentes podemos usar: También podemos expresarlo en términos de: la presión de un gas mantenido a temperatura y volumen constantes, es directamente proporcional al número de moles del gas presentes: Observación Los experimentos demostraron que a condiciones TPE, 1 mol de una sustancia gaseosa cualquiera, ocupa un volumen de 22,4 L. Ley general del gas ideal Las leyes que hemos estudiado se cumplen cuando se trabaja a bajas presiones y temperaturas moderadas. Tenemos que: Propiedades que se mantienen constantes Ley Expresión moles, n temperatura, T Boyle P.V = constante moles, n presión, P Charles V / T = constante presión, P temperatura, T Avogadro V / n = constante Cuando estas leyes se combinan en una sola ecuación, se obtiene la denominada ecuación general de los gases ideales: P V = n R T Donde la nueva constante de proporcionalidad se denomina R, constante universal de los gases ideales, que tiene el mismo valor para todas las sustancias gaseosas. El valor numérico de R dependerá de las unidades en las que se trabajen las otras propiedades, P, V, T y n. En consecuencia, debemos tener cuidado al elegir el valor de R que corresponda a los cálculos que estemos realizando, así tenemos: Valor de R Unidades 0,082 8,314 1,987 Observación Los gases tienen un comportamiento ideal cuando se encuentran a bajas presiones y temperaturas moderadas, en las cuales se mueven lo suficientemente alejadas unas de otras, de modo que se puede considerar que sus moléculas no interactúan entre si (no hay acción de las fuerzas intermoleculares). Como hemos observado, son cuatro (4) las propiedades que definen el estado o las condiciones en las que se encuentra una sustancia en estado gaseoso: la cantidad de sustancia o número de moles, n; la presión que ejercen sus moléculas, P; la temperatura a la que se encuentra, T y el volumen que ocupa, V. Estas propiedades pueden variar todas simultáneamente o se pueden mantener constantes una o dos de ellas a fin de cambiar las otras, como se puede apreciar en el siguiente video: http://www.youtube.com/watch?v=Mytvt0wlZK8 Actividad interactiva Revisa el enlace propuesto y podrás repasar el efecto de las leyes estudiadas para los gases ideales: http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/animations/chang_7e_esp/gam2s2_6.swf Densidad y masa molar de un gas ideal La ecuación de los gases ideales permite determinar la densidad, d, y la masa molar, M, de un determinado gas ideal. Según las definiciones de densidad, d, el número de moles, n, y de la ecuación del gas ideal tenemos: De donde obtenemos: densidad, d masa molar, M 5.2.2. Mezcla de gases - Ley de Dalton Unidad 5: Estados de la materia El estudio de las mezclas gaseosas tiene tanta importancia como el de los gases puros. Por ejemplo, el aire seco es una mezcla de 78,1 % (en volumen) de nitrógeno, N 2 ; 20,9 % de oxígeno, O 2; y 0,9 % de argón, Ar; el 0,1 % restante es principalmente dióxido de carbono, CO 2 . Las mezclas de gases son sumamente importantes en la industria, por ejemplo, aquellas en las que se requiere O 2 o N 2 , usan directamente el aire. Debemos introducir algunas definiciones para poder comprender las leyes de los gases que gobiernan las mezclas gaseosas, así tenemos los términos: Presión parcial, p, es la presión que ejerce cada gas dentro de una mezcla gaseosa. Fracción molar, x, de cada componente en la mezcla, es la fracción del número de moles de un determinado componente respecto al número total de moles de todos los componentes de la mezcla. Analicemos el ejemplo que se muestra en la figura a continuación: El primer recipiente, con un volumen V, contiene 3 moléculas del gas A, 3 del gas B y 2 del gas C. Como son gases, se encuentran en una mezcla homogénea. Luego se muestra 3 recipientes del mismo volumen V, conteniendo cada uno, un solo tipo de gas. Cada uno de los recipientes puede ser caracterizado por su presión, P, el número de moles, n, y el volumen, V, siendo éste constante en los 4 casos. V n T P T V n A p A V n B p B V n C p C P T V = n T RT p A V = n A RT p B V = n B RT p C V = n C RT Para el caso analizado podemos concluir que: P Total = p A + p B + p C n Total = n A + n B + n C Ley de Dalton La presión total, P, de una mezcla de gases (que no reacciona entre si) es igual a la suma de las presiones parciales, p i , de los gases individuales que participan. La presión parcial, p i , se define como la presión que ejercería cada gas i, si se encontrase sólo en el mismo recipiente y a la mismas temperatura. Si dividimos entre si las siguientes expresiones: obtenemos la siguiente expresión: Donde se denomina la fracción molar (que también puede expresarse en términos de presiones). Conocida la fracción molar del gas A, se puede determinar su presión parcial: Se debe tener en cuenta que se cumple: Ejercicio En un balón de 5,0 L, se tiene una muestra que contiene 2,43 moles de nitrógeno y 3,07 moles de oxígeno, a 298 K. Determina: a) la presión parcial de cada gas en el recipiente. b) la presión total de los gases en el balón. a) b) 5.2.3. Teoría Cinético Molecular - Ley de Graham Unidad 5: Estados de la materia El estudio del comportamiento de los gases está basado en las leyes estudiadas previamente y se explica mediante la teoría cinética molecular, la cual fue enunciada por el físico alemán Rudolf Clausius, que establece lo siguiente: Los gases están formados por partículas muy pequeñas llamadas moléculas. Las distancias entre ellas son muy grandes, en comparación con sus diámetros, de modo que se considera que las moléculas poseen masa pero tienen volumen despreciable. Las moléculas de un gas se mueven constantemente, en todas direcciones y al azar, además los choques o colisiones son elásticos. No todas las moléculas se mueven con la misma velocidad, las cuales son muy altas. Por ejemplo, la velocidad media de una molécula de hidrógeno, H 2 , a 25 °C es de 1768 m.s -1 , casi 6400 km/hora. En consecuencia, poseen energía cinética, E c : E C = ½ m υ 2 Dónde: m es la masa de la molécula gaseosa υ es la velocidad promedio con la que se desplaza No existen fuerzas de atracción ni repulsión entre las moléculas de un gas ideal, ni entre éstas y su recipiente. Por lo tanto, cuando una molécula choca contra otra, la energía se transfiere de una a otra pero la energía total de todas las moléculas permanece sin cambio. VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=-n90pfbiBJE La energía cinética de las moléculas es proporcional a la temperatura del gas, en grados Kelvin. Dos gases cualesquiera a la misma temperatura, tendrán la misma energía cinética. VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=UNn_trajMFo Observaciones Al aumentar la temperatura del gas, se incrementa la velocidad de las moléculas, por lo tanto aumenta la energía cinética, E c , y se incrementa el número de colisiones o de choques. La energía cinética total de un mol de un gas cualquiera es: dónde: R es la constante de los gases ideales T es la temperatura absoluta La velocidad molecular promedio ó velocidad cuadrática media es: dónde: R es la constante de lso gases ideales T es la temperatura absoluta M es la masa molar del gas En consecuencia, a una misma temperatura, las moléculas más pesadas, tendrán menor velocidad cuadrática media. La presión es el resultado del choque de las moléculas contra las paredes del recipiente, si aumenta el número de choques, estará aumentando la presión. Al disminuir el volumen del recipiente, la distancia entre las moléculas de un gas se acorta, produciéndose los choques con mayor frecuencia. Ejercicio En base a lo planteado por la teoría cinético molecular, cómo explicarías: la compresibilidad de los gases la ley de Boyle la ley de Charles la ley de Avogadro la ley de Dalton Ley de Graham - Difusión y Efusión de Gases Observación Has notado que cuando en casa usan un aromatizador, éste se esparce y se "siente" o puedes olerlo a cierta distancia, al cabo de unos segundos, ¿verdad? Recordarás también que cuando niño, te regalaban un globo, sea lleno de aire o de helio, jugabas con él y luego lo guardabas unos días, ¿qué le pasaba... se "achicaba", verdad? ¿Cómo se explican estos hechos? Hemos visto que las moléculas de un gas se mueven de forma aleatoria y constante, con una velocidad promedio que depende de la temperatura a la que se encuentren. También hemos visto que la velocidad media es inversamente proporcional a la masa de la molécula gaseosa, es decir, a una misma temperatura, una molécula pequeña o "liviana", se desplazará con mayor rapidez que otra más grande o "pesada". Difusión: es el proceso mediante el cual las moléculas de un gas se "esparcen" o difunden a través de otra sustancia o a través del vacío. VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=H7QsDs8ZRMI Efusión: es el proceso mediante el cual las moléculas de un gas, que se encuentran confinadas en un recipiente, fluyen o "escapan" a través de un agujero pequeño. VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=0uBK7VxT00E Ley de Graham A pesar de que las velocidades moleculares son muy elevadas, el proceso de difusión o de efusión, requiere de cierto tiempo, debido al elevado número de colisiones que experimentan las moléculas en movimiento. En 1829 Thomas Graham determinó que cuando P y T son constantes, la velocidad de difusión de las sustancias gaseosas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de sus pesos moleculares: En otras palabras, bajo las mismas condiciones de P y T, las moléculas de un gas ligero se desplazan con mayor rapidez que las de un gas pesado, como se puede apreciar en el siguiente video: VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=L41KhBPBymA 5.3. Fuerzas intermoleculares Unidad 5: Estados de la materia Ya hemos visto sobre las propiedades y el comportamiento de los gases pero. Sabemos que se pueden condensar al estado líquido, bajando la temperatura o aumentando su presión. Según la teoría cinética molecular todo gas al disminuir la temperatura, reduce su velocidad promedio de movimiento y al aumentar la presión, se hace que las moléculas se acerquen más unas a otras. Luego, al estar más próximas y moverse con mayor lentitud, se atraen entre sí, "enlazándose" y formando una gota. Si la temperatura del líquido siguiera bajando, la velocidad seguiría disminuyendo. A temperaturas suficientemente bajas, las moléculas ya no tienen energía suficiente para moverse, entonces se juntan entre sí, formando un sólido. VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=s-KvoVzukHo Para entender por qué las moléculas de un gas enfriado se convierten en un líquido, debemos considerar la naturaleza de estas fuerzas de atracción entre las moléculas (y átomos). Las atracciones entre moléculas se llaman Fuerzas Intermoleculares. Existen otros tipos de atracciones llamadas intramoleculares que son las fuerzas responsables de la unión de los átomos dentro de una molécula, (ésto nos recuerda términos que ya conocemos, como internet e intranet). Las fuerzas intermoleculares no son tan fuertes como las fuerzas intramoleculares, así por ejemplo, se requieren 41 kJ para vaporizar un 1 mol de agua (inter) y 930 kJ para romper todos los enlaces O-H en 1 mol de agua (intra). La intensidad de las fuerzas intermoleculares disminuye drásticamente al aumentar la distancia entre las moléculas, por ello en los gases no tienen tanta importancia. Muchas propiedades de los líquidos, incluido su punto de ebullición, reflejan la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Existen tres tipos de fuerzas de atracción entre moléculas: Fuerzas de dispersión de London Fuerzas dipolo - dipolo Fuerzas de puente de hidrógeno (enlace de hidrógeno) Otro tipo de fuerza de atracción es la fuerza ion-dipolo, que juega un papel importante en las soluciones. El orden de magnitud relativa de las fuerzas intermoleculares es: enlace de hidrógeno > dipolo – dipolo > dispersión de London Dipolo: se forma cuando los centros de carga no coinciden, están separados, perono forman cargas aisladas: Tomado de http://www.ehu.es/biomoleculas/ Las moléculas polares forman dipolos, por ejemplo el etanol, CH 3 CH 2 OH: Momento dipolar: la magnitud del momento dipolar se incrementa al aumentar las cargas y la distancia de separación de éstas. Para más información puedes visitar "momento dipolar" aqui. Fuerzas de dispersión de London ¿Pueden existir fuerzas intermoleculares entre moléculas no polares? Si experimentalmente se consigue licuar los gases no polares, entonces, ¿qué fuerzas son las que actúan sobre las moléculas no polares? Debe existir alguna fuerza que produzca la suficiente atracción para que las moléculas se mantengan unidas entre sí en el estado líquido. ¿Qué fuerzas pueden existir entre átomos y moléculas no polares? El primero en establecer qué tipo de fuerzas de atracción actuaban sobre los gases no polares, que les permitía licuarse, fue Fritz London (1930), quien estableció que: "el movimiento de los electrones en un átomo o molécula,puede crear un momento dipolar instantáneo, suficiente para producir la atracción". Observa la siguiente figura: Tomado de http://ocwus.us.es/quimica-organica/quimica-organica-i/temas/5_haluros_de_alquilo/leccion_9/page_05.htm/skinless_view En un átomo o molécula apolar, debido al movimiento de los electrones, en algún instante hay más e – hacia un lado, que al estar cerca de otro átomo o molécula, los electrones del segundo son repelidos, originándose dosdipolos instantáneos, que originan una fuerza de atracción. Los electrones de ambos átomos o moléculas, continúan moviéndose juntos, de modo que se produce una fuerza de atracción. Para leer más sobre el tema y visualizar algunas animaciones, puedes acceder aquí. Se denomina polarizabilidad, a la facilidad con que la distribución electrónica de un átomo o molécula, puede distorsionarse por acción de un campo eléctrico externo. Por lo tanto, la polarizabilidad es la medida de la capacidad de distorsión de la nube electrónica, dentro de un átomo o molécula, originando la formación de un dipolo momentáneo. Un átomo o una molécula, puede distorsionar su nube electrónica ante la presencia de un ion o de un dipolo, originando un dipolo inducido: La polarizabilidad se incrementa cuando: hay presencia de gran número de electrones, la nube electrónica es muy difusa Es decir las moléculas y átomos de mayor peso molecular, son más polarizables. Los dipolos formados por las fuerzas de London, en moléculas apolares, existen en forma momentánea, cambiando rápidamente de magnitud y de dirección. Las fuerzas de dispersión de London están presentes en todas las moléculas, sean polares o apolares. Fuerzas dipolo - dipolo Para que existan fuerzas de atracción dipolo-dipolo deben estar presentes moléculas polares. Las moléculas polares se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del extremo negativo de la otra: Interacción electrostática de dos moléculas polares, (dipolos): Interacción de muchos dipolos: Las fuerzas dipolo-dipolo son generalmente más débiles que las fuerzas ión - dipolo. En moléculas con masas y tamaños aproximados, la intensidad de las fuerzas dipolo-dipolo aumenta al incrementarse la polaridad (aumenta el momento dipolar). Si quieres leer más y visualizar una animación, ingresa aquí. Enlace de hidrógeno (puente de hidrógeno) VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=LGwyBeuVjhU Como hemos visto en la última pate del video, dentro de un mismo grupo de la Tabla Periódica, es común observar que los puntos de ebullición de los compuestos semejantes, que contienen elementos del mismo grupo, aumente conforme se incrementa la masa molar. En el siguiente gráfico podemos volver a observar cómo varían los puntos de ebullición de los compuestos hidrogenados de los grupos VI A (del oxígeno), curva (1) y los del grupo IV A (del carbono), curva (2): en la curva 2 se mantiene la tendencia de que conforme se incrementa la masa molar, aumenta el punto de ebullición, en la curva 2 sin embargo, se observa una excepción de la regla, en el caso del agua. VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=QH1yphfgfFI ¿Por qué el agua es la excepción a la regla? Sabemos que un punto de ebullición alto nos indica que las fuerzas de atracción presentes son muy fuertes, en consecuencia, en el agua debe existir una fuerza de atracción muy fuerte y que no está presente en los otros compuestos de la serie. Estas fuerzas intermoleculares tan intensas, presentes en el agua, se conocen como puentes de hidrógeno o enlaces de hidrógeno. El enlace o puente de hidrógeno, es una interacción dipolo-dipolo especial entre: el átomo de hidrógeno presente en un enlace polar N-H, O-H o F-H de una molécula y un par libre de un átomo electronegativo de O, N o F de otra molécula. Los enlaces de hidrógeno se representan por líneas punteadas. El tamaño pequeño de los elementos involucrados y la gran diferencia de electronegatividades producen valores grandes de cargas parciales y Las fuerzas del enlace de hidrógeno son más débiles que las debidas a losenlaces químicos, pero son mayores que las otras fuerzas intermoleculares. Ejercicio Luego de observar el siguiente video, explica brevemente por qué el hielo (agua sólida) posee menor densidad que el agua líquida. VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=lkl5cbfqFRM Enlaces Si deseas más información sobre el enlace de hidrógeno, puedes visitar: http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm#fu511 http://www.visionlearning.com/library/modulo_espanol.php?mid=57&l=s&c3= Fuerzas ion - dipolo Para que exista una fuerza ion-dipolo, necesariamente deben estar presentes: un ion y una molécula polar Las moléculas polares son dipolos, donde las cargas negativas y positivas no coinciden en un punto central, por ello la orientación preferida de las moléculas polares hacia los iones es: Tomado de http://blog.espol.edu.ec/ldomingu/quimica/ capitulo-v/ el extremo positivo de la molécula polar se orienta hacia el anión el extremo negativo de la molécula polar se orienta hacia el catión La magnitud de la atracción es mayor: al aumentar la carga del ion al incrementarse la magnitud del momento dipolar Las fuerzas ion-dipolo tienen una especial importancia en las disoluciones de sustancias iónicas en líquidos polares, por ejemplo, NaCl en agua. Enlace Puedes visualizar una simulación de cómo interactúan los dipolos del agua con el compuesto iónico cloruro de sodio, NaCl, si visitas esta página. 5.4. Propiedades de los líquidos Unidad 5: Estados de la materia Una vez conocidos los tipos de fuerzas intermoleculares podemos analizar y explicar las propiedades de los líquidos: tensión superficial capilaridad viscosidad presión de vapor punto de ebullición Tensión superficial Después de un día de lluvia o cuando has regado tu jardín, es fácil observar imágenes como las mostradas a continuación: Por Juan Eduardo Donoso Por John C. Shaw O habrás tenido la oportunidad de ver el siguiente video: VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=45yabrnryXk Recuerda A mayor fuerza intermolecular, mayor tensión superficial En la siguiente tabla te presentamos el valor de la tensión superficial de algunos líquidos, expresados en dinas/cm y medidos a 20 °C: sustancia tensión superficial sustancia tensión superficial Mercurio 465,0 acetona 23,7 Agua 72,75 etanol 22,75 Benceno 28,85 metanol 22,61 Tolueno 28,50 n-hexano 18,43 tetracloruro de carbono 26,95 éter etilico 17,01 http://fernandogonzalezescobar.blogspot.com/2010/06/tension- superficial.html La tensión superficial es la fuerza con que son atraídas las moléculas de la superficie de un líquido para llevarlas al interior y así disminuir el área superficial. Como se puede observar en la imagen del lado izquierdo, una molécula en la superficie de un líquido, es atraída hacia el interior del mismo, debido a las fuerzas de atracción intermoleculares que ejercen sólo las moleculas que la rodean por debajo de ella y las que se encuentran a su alrededor en el mismo plano, por debajo de la superficie. A diferencia de una molécula que se encuentra en el cuerpo del líquido, la cual es atraída por las fuerzas intermoleculares que ejercen todas las moléculas que la rodean, en todos los sentidos. sustancia tensión superficial sustancia tensión superficial acetato de etilo 23,90 Ejercicio En base a lo estudiado, observa el siguiente video y explica brevemente lo mostrado, así como el porqué de la forma de las gotas de agua al caer: VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=8O8PuMkiimg Recuerda Un aumento de la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas, haciendo que supere la energía de atracción debida a las fuerzas intermoleculares y, en consecuencia, disminuye la tensión superficial. A continuación te mostramos otro video que muestra el efecto de la tensión superficial: VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=u5AxlJSiEEs Ejercicio Observa el siguiente video y justifica brevemente por qué se produce lo mostrado en él. VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=eY-44iPSWIU Capilaridad La capilaridad es una propiedad de los líquidos que depende de su tensión superficial. Las fuerzas entre las moléculas de un líquido se llaman fuerzas de cohesión y, aquellas entre las moléculas del líquido y las de la superficie de un sólido, se denominan fuerzas de adhesión, lo que les permite ascender por un tubo capilar (de diámetro muy pequeño). En el siguiente video puedes observar el efecto del diámetro capilar y el ascenso del líquido en ellos: VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=k8Y0UMLoJcc Ejercicio El menisco se define como la superficie libre, cóncava o convexa, del líquido contenido en un tubo estrecho. Explica brevemente, por qué el agua forma un menisco cóncavo y el mercurio un menisco convexo, en el interior de un tubo de vidrio. Wikipedia: MesserWoland Viscosidad Se define como la resistencia al flujo. La viscosidad de un líquido depende de las fuerzas intermoleculares: Cuantos mayores son las fuerzas intermoleculares de un líquido, sus moléculas tienen mayor dificultad de desplazarse entre sí, por lo tanto la sustancia es más viscosa. Los líquidos que están formados por moléculas largas y flexibles que pueden doblarse y enredarse entre sí, son más viscosos. VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=vNzTYzjLgKE http://i317.photobucket.com/albums/mm400/Georidas/ Maceta%20Antisequia%2001b/capilaridad.jpg Cuando un líquido sube por un tubo capilar, es debido a que la fuerza de cohesión es menor a la adhesión del líquido con el material del tubo. El líquido sigue subiendo hasta que la tensión superficial es equilibrada por el peso del líquido que llena el tubo. Éste es el caso del agua y, ésta propiedad es la que regula parcialmente su ascenso dentro de las plantas, sin gastar energía para vencer la gravedad. Sin embargo, cuando la cohesión entre las moléculas de un líquido es más potente que la adhesión al capilar (como el caso del mercurio), la tensión superficial hace que el líquido descienda a un nivel inferior y su superficie es convexa. Recuerda La viscosidad aumenta a medida que aumentan las fuerzas intermoleculares. El siguiente video te muestra una medición de las viscosidades realizada por alumnos de Mecánica de Fluidos: VIDEO http://www.youtube.com/watch?v=pVrasUd1_BE Ejercicio Justifica brevemente cómo esperas que varíe la viscosidad con la temperatura. Presión de vapor Sabemos que las moléculas pueden escapar de la superficie de un líquido, hacia la fase gaseosa, por vaporización o evaporación y además, que hay sustancias que se evaporan más rápidamente que otras, ¿de qué depende esta diferencia? La explicación está en las fuerzas intermoleculares: si las moléculas del líquido poseen una mayor intensidad de fuerza intermolecular, entonces quedarán atrapadas en el líquido y tendrán menor facilidad para pasar a la fase gaseosa. por el contrario a menor intensidad de fuerza intermolecular, entonces las moléculas podrán escapar más fácilmente al estado gaseoso. http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los- materiales/Material%20de%20clase/tema4a.htm/?searchterm=presi%C3%B3n%20de%20vapor Este análisis nos permite definir: volatilidad, una sustancia será más volátil cuando se evapore más fácilmente, es decir cuando posea menores fuerzas intermoleculares. http://www.sabelotodo.org/termicos/ imagenes/presionvapor.gif Cuando la velocidad de las moléculas que abandonan la superficie del líquido (evaporación) es igual a la velocidad de las moléculas que regresan al líquido (condensación), se establece un equilibrio dinámico. En este momento ya no se modifica la cantidad de moléculas en el estado vapor. El vapor ejerce entonces una presión constante conocida como presión de vapor del líquido. La presión de vapor de un líquido depende de la temperatura: a mayor T,mayor es la P vapor . Recuerda La presión de vapor de un líquido a una temperatura determinada es la presión ejercida por su vapor cuando los estados líquidos y gaseosos están en equilibrio dinámico. A mayor intensidad de la fuerza intermolecular: menor volatilidad menor presión de vapor A continuación te presentamos las curvas de presión de vapor de algunas sustancias: Recuerda La presión de vapor depende de: las fuerzas intermoleculares en el líquido la temperatura La presión de vapor es independiente de: el volumen del líquido o el vapor el área de la superficie del líquido Punto de ebullición El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual que la presión ejercida sobre el líquido, (presión atmosférica). Si analizamos el gráfico de las presiones de vapor, observamos que a diferentes condiciones de presión el líquido tendrá diferentes puntos de ebullición. El valor del punto de ebullición del agua a 760 mm de Hg (1 atm), es de 100 °C, pero si la presión atmosférica es menor, entonces el punto de ebullición será menor de 100 °C, como se puede observar en el siguiente video, realizado en Guadalajara de Buga, en el valle del Cauca, Colombia: VIDEO http://www.youtube.com/watch?v=0j0vMnMgfGs Ejercicio Justifica dónde hierve el agua a menor temperatura, en Lima, en el Cuzco o en Ticlio. Punto Normal de Ebullición El punto normal de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a presión atmosférica de 760 mm de Hg (1 atm). En el siguiente video puedes observar cómo el punto de ebullición depende de la presión externa: VIDEO : http://www.youtube.com/watch?v=_OXy6T9-QzM Calor de vaporización, es una medida de la intensidad de las fuerzas intermoleculares que se ejercen en un líquido. Se define como la cantidad de calor necesario para pasar una cantidad de una sustancia, del estado líquido al estado gaseoso, a la temperatura de ebullición. Observación Al aumentar la intensidad de las fuerzas intermoleculares, se necesita mucha energía para liberar a las moléculas de la fase líquida, por consiguiente el líquido tendrá una presión de vapor relativamente baja y un elevado calor de vaporización. Al disminuir la intensidad de las fuerzas intermoleculares, aumenta la presión de vapor de los líquidos, disminuyendo el punto de ebullición y por lo tanto disminuye el calor de vaporización. Ejercicio Analiza los datos mostrados en la siguiente tabla y explica las diferencias entre los valores, en base a las fuerzas intermoleculares: sustancia punto de ebullición (°C) calor de vaporización (kJ/mol) argón, Ar - 186 6,3 benceno, C 6 H 6 80,1 31 etanol, C 2 H 5 OH 78,3 39,3 éter dietílico, C 2 H 5 OC 2 H 5 34,6 26 metano, CH 4 - 164 9,2 agua, H 2 O 100 40,79 Ejercicio Analiza las fuerzas intermoleculares estudiadas y relaciona sus intensidades con las de las propiedades físicas que se indican, completa el siguiente cuadro y justifica brevemente tus respuestas: Propiedad Fuerza intermolecular mayor intensidad menor intensidad presión de vapor temperatura de ebullición tensión superficial volatilidad viscosidad calor de vaporización Te presentamos el siguiente cuadro a modo de resumen del visto respecto a las fuerzas inter- e intra- moleculares: 5.5. Estado sólido - Tipo de sólido Unidad 5: Estados de la materia Estado sólido Se caracteriza porque las moléculas no poseen energía cinética, tienen una alto grado de ordenamiento, las fuerzas intermoleculares entre ellas son altas. Los sólidos tienen formas definidas y sus propiedades se caracterizan por el tipo de partículas que los conforman. Tipo de sólidos En base a las fuerzas intermoleculares presentes y el tipo de partículas que conforman las sustancias, podemos hacer el siguiente resumen sobre el tipo de sólidos: Tipo de sólido Partículas Fuerzas intermoleculares Propiedades Ejemplos atómico átomos dispersión de London suaves puntos de fusión muy bajos malos conductores del calor y la electricidad gases nobles del grupo 8A molecular moléculas dispersión de London dipolo - dipolo enlace de hidrógeno bastante blandos puntos de fusión de bajo a moderado pobres conductores de calor y electricidad CH 4 , I 2 , H 2 O, CO 2 , C 12 H 22 O 11 iónico iones positivos (cationes) e iones negativos (aniones) atracciones electrostáticas ion-ion duros y frágiles puntos de fusión alto malos conductores térmicos y eléctricos en estado NaCl, Ca(NO 3 ) 2 , CaO Tipo de sólido Partículas Fuerzas intermoleculares Propiedades Ejemplos sólido metálico átomos enlaces metálicos de blandos a duros puntos de fusión de bajos a altos excelentes conductores térmicos y eléctricos, maleables y dúctiles Na, Fe, W, Cu red covalente átomos enlaces covalentes muy duro puntos de fusión muy altos pobres conductores térmicos y eléctricos diamante (C), SiO 2 (cuarzo), SiC (carborundo) 5.6. Cambios de estado - Diagramas de calentamiento - Diagramas de fase Unidad 5: Estados de la materia Cambios de estado Hemos visto que en los diferentes estados que presenta la materia, la intensidad de las fuerzas intermoleculares es diferente, lo cual le confiere distintas características a cada estado, como se resume en el siguiente video: VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=AAZQjnT4HMY Piensa ahora en lo siguiente: Retiras del congelador, unos cubos de hielo, H 2 O (s) , para colocarlos en tu refresco, pero en ése momento dos de tus amigos tocan el timbre, sales a ver y te quedas conversando con ellos ...... ¿qué habrá pasado cuando regresas?, ¿qué encuentras?, ¿por qué se "derritió" (el término apropiado es "se fundió") el hielo?, ¿este proceso necesitó o liberó calor? Una fría noche de invierno, tus compañeros y tú están estudiando en tu casa, por lo que pones a hervir un poco de agua, H 2 O (l) , para que puedan servirse una reparadora taza de café. Mientras que el agua hierve o "ebulle", ¿qué observas?, ¿qué es ese "humo" (el término es "vapor") que observas que sale del envase?, ¿por qué se forman esas burbujas que ascienden desde el fonda hasta la superficie?, ¿de qué son? Evidentemente proporcionaste calor para que se produzca el proceso de la ebullición. Conoces el "hielo seco", CO 2(s) , aquel que usan por ejemplo, los heladeros en las carretillas, para mantener la temperatura que necesitan para preservar en buen estado sus productos. Cuando un trozo de hielo seco se deja a la intemperie, se observa lo mostrado en la figura de la izquierda. Se ve una especie de "humo" que se desprende de él, ¿qué es?, al cabo de cierto tiempo, todo el hielo seco "desaparece" sin dejar "huella". Lo que ha ocurrido es una sublimación, ¿el proceso necesitó o liberó calor? Podemos establecer que: los cambios de fase, o las transformaciones de una fase a otra, ocurren cuando a una sustancia se le agrega o se le quita energía (en general, en forma de calor). Equilibrio sólido – líquido El punto de fusión de un sólido o el punto de congelamiento de un líquido es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en el equilibrio. El punto de fusión normal, o de congelamiento normal de una sustancia, es la temperatura a la cual una sustancia se funde, o congela, a 1 atm de presión. Equilibrio líquido - vapor El punto de ebullición de un líquido o punto de condensación de un gas es la temperatura a la cual las fases líquida y gaseosa coexisten en equilibrio. El punto de ebullición normal, o de condensación normal de una sustancia, es la temperatura a la cual una sustancia hierve o se condensa, a 1 atm de presión. Equilibrio sólido - vapor El proceso durante el cual las moléculas pasan directamente del estado sólido a la fase vapor, se conoce como sublimación. El proceso inverso se denomina deposición o cristalización. Los cambios de fase son cambios físicos que se caracterizan por variaciones en el orden molecular; las moléculas de la fase sólida tienen mayor ordenamiento mientras que en la fase gas, mayor desorden. Resumiendo de otra manera: Curva de calentamiento Cuando a determinada presión, se calienta una cantidad de sustancia, se puede trazar la curva de calentamiento, como se muestra en la siguiente figura: Las condiciones iniciales de presión y temperatura a las que se encuentra la sustancia sólida, se representan por el punto A, luego se la somete a una fuente constante de calor. Conforme se calienta la sustancia, sus moléculas van incrementando su contenido de energía cinetica hasta llegar al punto B, donde la energía recibida se transforma en energía potencial, manteniéndose constante el contenido de energía cinética, de modo que las moléculas van pasando al estado liquido, produciéndose la fusión del sólido. En el tramo BC se establece el equilibrio sólido -líquido y se mantiene constante la temperatura, que corresponde a la temperatura de fusión, T fus , de la sustancia, a la presión de trabajo. En este tramo, la cantidad de calor absorbido se denomina calor o entalpía de fusión, ΔHfus. En el punto C, todas las moléculas se encuentran en el estado líquido y nuevamente incrementan su contenido de energía cinética hasta llegar al punto D, donde el calor absorbido se transforma en energía potencial y se mantiene constante la energía cinética, estableciéndose el equilibrio líquido - vapor en el tramo DE, iniciándose la evaporación de la sustancia. La temperatura en éste intervalo se denomina temperatura de ebullición, T eb , de la sustancia a la presión de trabajo y la cantidad de calor absorbida se denomina calor o entalpía de vaporización, ΔHvap. En el punto E, toda la sustancia se encuentra en la fase vapor y el calor recibido se transforma en energía cinética, obteniendo en el punto F, el vapor sobrecalentado. Observaciones En los cambios de fase, a pesar de aumentar la cantidad del calor añadido, no hay un aumento de la temperatura. La cantidad de calor que se absorbe durante la evaporación es mayor que el calor absorbido durante la fusión. ¿Por qué? En el siguiente video puedes apreciar una simulación de lo que ocurre a nivel molecular, cuando se calienta una sustancia, a determinada presión: VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=6znAQfooSec Ejercicio Si en lugar de calentar la sustancia sólida, una cierta masa de gas, a determinada presión, se somete a un enfrimiento paulatino, el gráfico que se obtiene se denomina diagrama de enfriamiento, analiza qué ocurre con las fuerzas intermoleculares conforme se va enfriando la sustancia, traza el diagrama de enfriamiento. Se denomina calor molar de fusión, ΔH fus , a la cantidad de energía necesaria, en kJ/mol, para fundir un mol de un determinado sólido. El calor molar de vaporización, ΔH vap , es la cantidad de energía necesaria, en kJ/mol, para evaporar un mol de un líquido determinado. El calor molar de sublimación, ΔH sub , es la cantidad de energía necesaria, en kJ/mol, para sublimar un mol de un determinado sólido. Diagramas de fase Los diagramas de fase son gráficos que proporcionan información acerca de las condiciones de P y T en las cuales una sustancia puede existir en alguna(s) de sus tres fases, sólido, líquido o gas. Todo diagrama de fases presenta las siguientes características: Es un diagrama presión versus temperatura. Presenta un punto triple, A, donde las tres fases sólido, líquido y gas se encuentran en equilibrio. Presenta un punto crítico, B, que es el extremo de la curva de presión de vapor. La temperatura en este punto se llama temperatura crítica y la presión se denomina presión crítica. A temperaturas mayores a la temperatura crítica una sustancia no se puede licuar (pasar de gas a líquido), independientemente de lo elevada que sea la presión. El aspecto general del diagrama de fases es el siguiente: Los diagramas de fase permiten predecir los cambios de punto de fusión, punto de ebullición y punto de sublimación de una sustancia, debido a las variaciones de la presión externa. También se pueden anticipar las direcciones de las transiciones de las fases producidas por los cambios de temperatura y presión. Si analizamos el diagrama de fase para el agua, H 2 O, observamos que al aumentar la presión por encima de 1 atm, aumenta el punto de ebullición y disminuye el punto de fusión. Por su parte, una disminución en la presión, produce un punto de ebullición menor e incrementa el punto de fusión. A continuación observamos el diagrama de fases del dióxido de carbono, CO 2 , conocido como hielo seco, donde podemos observar el punto normal de sublimación: Observaciones En los diagramas de fase mostrados, existe una gran diferencia en la pendiente de la curva entre las fases sólida y líquida: en el caso del agua es negativa, mientras que en el del CO 2 (como la mayoría de las sustancias) es positiva. El agua se comporta de manera excepcional porque el hielo es menos denso que el agua líquida: cualquier muestra de agua en forma de hielo ocupa un volumen mayor que el que ocupa como agua líquida, debido al gran espacio vacío, originado por la formación de los puentes de hidrógeno. En el siguiente video puedes observar la presencia del punto triple en el alcohol ter-butílico: VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=BLRqpJN9zeA Ejercicios Explica brevemente las siguientes observaciones: Por qué cuando añades cubos de hielo a un vaso de agua, refresco o gaseosa, o cuando sacas tu gaseosa de la refrigeradora, se forman gotas en las paredes externas del recipiente. Por qué cuando hierve agua en un recipiente tapado, en el momento de la ebullición, "baila" la tapa. Ejercicio Analiza cada uno de los diagramas de fase, del agua y del dióxido de carbono, y completa la siguiente tabla: Punto H 2 O CO 2 temperatura presión temperatura presión Triple Crítico normal de ebullición normal de fusión normal de sublimación Ejercicio Observa los dos diagramas que se muestran a continuación y: relaciona los puntos A, B, C, D, E y F del diagrama de enfriamiento que se produce a la presión P, con los puntos 1, 2, 3 y 4 del diagrama de fases. explica brevemente lo que sucede en cada uno de ellos y lo que representan. indica lo que sucede en los intervalos mostrados en ambos diagramas. Unidad 6: Soluciones Índice de la Unidad 6 6.1. Disolución y proceso de disolución 6.2. Tipos de soluciones y solubilidad 6.3. Concentración y formas de expresarla 6.4. Dilución .1. Disolución y proceso de disolución ¡¡Un café calentito y dulce!! ¡¡Un refresco para el calor!! 6.1. Disolución y proceso de disolución Unidad 6: Soluciones ¡¡Un café calentito y dulce!! ¡¡Un refresco para el calor!! ¡¡Perfume, para ellas!! ¡¡Pinturas, para ellos!!! ¿Qué tienen en común? Son mezclas mezclas homogéneas Recordemos que : Una mezcla es la combinación de dos o más sustancias donde cada una mantiene sus propias características e identidad química. Hay dos tipos de mezclas: las homogéneas, en las que se observa una sola fase, como por ejemplo una gaseosa o una moneda de un sol. las heterogéneas, en las que se puede observar las fases de los componentes, por ejemplo cemento con arena, una porción de ensalada o un poco de agua de mar. Cuando tomamos un café o un refresco, estamos tomando una mezcla homogénea. Las mezclas homogéneas son llamadas soluciones o disoluciones, y es así como las vamos a llamar de ahora en adelante. Una solución es una mezcla homogénea entre dos o más sustancias. La sustancia que se encuentra en mayor proporción se denomina disolvente o solvente. La o las sustancias en menor proporción y que se encuentra disueltas en el solvente se les denomina soluto. Tanto el soluto como el solvente pueden estar en estado gaseoso, líquido o sólido. Ejemplos de soluciones: En una botella de agua con gas: el soluto será el gas dioxido de cabono (CO 2 ) y el solvente será el agua. El aire que respiramos es una mezcla homogénea de gases y, por tanto, son una solución, en la que tanto el soluto como el solvente están en estado gaseoso. El bronce (aleación entre estaño y cobre) es un ejemplo de una solución al estado sólido. El componente mayoritario del bronce es el cobre (solvente) y el que se encuentra en menor proporción es el estaño (soluto). El agua de mar es un ejemplo de solución donde el soluto son las distintas sales y el solvente el agua. Es importante recordar que: Las soluciones se caracterizan por tener una fase homogénea, es decir, tiene las mismas características en todos sus puntos, o lo que es lo mismo: el aspecto, sabor, color, etc. son siempre los mismos. Por ejemplo, si tomamos una gaseosa, todo el líquido que bebemos sabe igual, y el color es homogéneo en todas sus partes. Si una mezcla está turbia, ya no es una solución, pues no cumple el requisito de ser mezcla homogénea. Proceso de disolución Analicemos las dos situaciones siguientes y encontremos las razones por las que podemos formar una mezcla homogénea. Situación 1: el agua y el aceite no se pueden mezclar. Situación 2: el agua y el alcohol etílico (C 2 H 5 OH) se mezclan muy bien. ¿Cuál es la razón de ello? Antes de observar el video que se muestra a continuación, piensa en una respuesta a las dos situaciones planteadas en el párrafo anterior. Con los conocimientos sobre fuerzas intermoleculares que ya tienen, pueden encontrar una respuesta a ello. VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=YZST7qtZOUU Cuando dos sustancias se pueden mezclar de manera homogénea se dice que son miscibles (por ejemplo, el agua y el alcohol etílico). Por otro lado, cuando dos sustancias no se pueden mezclar homogéneamente, se les conoce como inmiscibles (como el agua y el aceite). En la situación 1 y 2, el agua es la sustancia común, sabemos que: El agua es una sustancia polar que presenta como fuerza intermolecular más fuerte la de enlace de hidrógeno (tiene un H unido a O). El alcohol etílico es también una sustancia polar con fuerza intermolecular de enlace de hidrógeno, pues también posee un H unido a O). El aceite es un hidrocarburo de cadena larga, por lo tanto presenta únicamente fuerzas intermoleculares de London. Siguiendo con el análisis podemos establecer que cuando las fuerzas son del mismo tipo o similares, las sustancias son miscibles. En otras palabras, si dos sustancias presentan igual fuerza intermolecular, formarán una mezcla homogénea (una solución). Para corroborar lo explicado anteriormente, puedes recordar otras situaciones como las que se describen: Un pintor que está pintando la reja de una casa con esmalte (denominado también pintura al aceite) nunca lava la brocha con agua, sino que lo hace con aguarrás (solvente apolar) o Thinner (mezcla de hidrocarburos). La Coca-Cola (solución acuosa) se mezcla perfectamente con el ron (que contiene alcohol etílico). El café pasado se mezcla bien con el agua. El vinagre (CH 3 COOH) no se mezcla con el aceite. En un derrame de petróleo (mezcla de hidrocarburos, sustancias apolares) sobre el agua de mar, se puede observar cómo flota la mancha de petróleo sobre la superficie. Se puede concluir con una frase muy simple en relación a las fuerzas intermoleculares: "lo semejante disuelve a lo semejante". Cuando las fuerzas intermoleculares son iguales en dos o más sustancias que se mezclan, se obtendrá una solución. Proceso de disolución de una sal en agua Si en un recipiente con agua se agrega un poco de sal (NaCl), la sal se disolverá en el agua. Teniendo en cuanta lo revisado anteriormente podemos entender que las fuerzas intermoleculares que están actuando en ese momento son las fuerzas ión – dipolo (n compuesto iónico disuelto en agua), y son las que permiten la disolución de la sal en agua. Observen el siguiente video que explica el proceso en mención: VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=-HCRm5HX1hc NO OLVIDES Una solución: Es una mezcla homogénea. El componente en exceso se denomina solvente. Los componentes o el componente en menor proporción se denominan soluto. En una solución puede haber más de un soluto. Por ejemplo, en una gaseosa el solvente es agua, pero podemos tener como solutos al gas, colorante, saborizante, azúcar, etc. El volumen total de la solución, será siempre la suma del volumen del solvente más el volumen del soluto. La masa total de la solución, será la masa del solvente más la masa del soluto. 6.2. Tipos de soluciones y solubilidad Unidad 6: Soluciones Desde nuestra experiencia sabemos que el azúcar y la sal de mesa son solubles en agua (por razones diferentes, la primera por tener fuerzas intermoleculares equivalentes y la segunda por presentar fuerzas ión-dipolo). Sin embargo, no podemos disolver un kilo de sal en un vaso de agua: hay una cantidad de soluto que se puede disolver, pero pasada esta cantidad el soluto ya no se disuelve y se va al fondo del vaso, por más que agitemos vigorosamente. La experiencia también nos dice que el azúcar o sal se disuelven mejor si calentamos el agua, pero aún así hay un límite en la cantidad de soluto que se puede disolver. La cantidad de soluto que es posible disolver en un solvente dependerá de la naturaleza de éstos y de la temperatura a la que se realice la disolución. Observen en el video, te ayudará a comprender la naturaleza de los diferentes tipos de soluciones: VIDEO: http://www.youtube.com/watch?v=ndHGPOd82n8 Las soluciones pueden ser diluidas o concentradas: Diluidas: Son aquellas en las que hay muy poca cantidad de soluto disuelto, el solvente puede seguir admitiendo más soluto. Un ejemplo es la cantidad de minerales en el agua de mesa: tiene una cantidad muy baja que nos permite asimilarlos correctamente. Concentradas: Son aquellas en las que hay bastante cantidad de soluto disuelto, pero el solvente todavía puede seguir admitiendo más soluto. Un ejemplo podría ser el agua de mar: contiene una gran cantidad de sal disuelta, pero todavía sería posible disolver más cantidad de sal. Ejercicio 6.1: Sobre soluciones diluidas y concentradas Para el siguiente par de soluciones, señala cuál corresponde a una solución diluida. Solución A: 200 mL de solución que contiene 125 mL de etanol (d= 0,8 g/mL) mezclados con agua. Solución B: 300 mL de solución que contiene 64 g de etanol mezclados con agua. Lo primero que hay que determinar es la cantidad de gramos de soluto en cada solución. Y después compararlas en base a un mismo volumen. Para la solución A: Debes determinar la cantidad en gramos de etanol presente en los 125 mL, ten en cuenta el valor de la densidad del etanol. De esa manera conocerás la cantidad de gramos de etanol que hay en 200 mL de la solución. Respuesta: 125 mL (0,8 g/mL) = 100 g de etanol en 200 mL, lo cual equivale a 0,5g de etanol por cada mL de solución. Para la solución B: 64 g de etanol en 300 mL de solución, equivale a decir que tenemos 0,213 g de etanol por cada mL de solución. Ahora pueden comparar y concluir que la solución B será más diluida que la solución A, pues tiene menos soluto disuelto en una misma cantidad de solución En función a la cantidad de soluto disuelto, las soluciones se pueden clasificar en saturadas, insaturadas o sobresaturadas: Saturadas: Son aquellas en las que no se puede seguir admitiendo más soluto, pues el solvente ya no lo puede disolver. Si la temperatura aumenta, la capacidad para admitir más soluto aumenta. Lo podemos asociar con el aforo de un cine: si una sala tiene capacidad para 100 personas, éste es el máximo número de personas que podrán entrar. De igual forma, una solución saturada es aquella en la que se ha disuelto la máxima cantidad de gramos de soluto que el solvente puede acoger. Sobresaturadas: Son aquellas en las que se ha añadido más soluto del que puede ser disuelto en el solvente, por tal motivo, se observa que una parte del soluto va al fondo del recipiente. La solución que observamos está saturada (contiene la máxima cantidad de soluto disuelto), y el exceso se va al fondo del recipiente. La capacidad de disolver el soluto en exceso aumenta con la temperatura: si calentamos la solución, es posible disolver todo el soluto. Se tendrá una solución insaturada cuando hemos disuelto una cantidad de soluto menor a la cantidad máxima que podemos disolver. Ten presente que la cantidad máxima de soluto que podemos disolver en un determinado solvente es un dato que nos proporcionarán. Solubilidad La temperatura tiene un efecto directo sobre la solubilidad de un soluto en un solvente. La cantidad de soluto necesaria para formar una solución saturada en una cantidad dada de solvente se conoce como la solubidad máxima de ese soluto. Si tenemos la siguiente información: "La solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua a 20°C, es de 36 g de NaCl por cada 100 g de agua". Ésta es la cantidad máxima de NaCl que se puede disolver en agua, para dar una solución saturada a esa temperatura. Si nos solicitan preparar una solución acuosa que contenga 15 g de NaCl en 100 mL de agua, lo podremos hacer sin ningún problema. Tendremos una solución insaturada. ¿Se podrá agregar más NaCl a esa solución? Sí, pero solo hasta alcanzar los 36 g de NaCl en total. Si nos pasamos esta cantidad el soluto ya no se podrá disolver y estaremos frente a una solución sobresaturada. A continuación se muestra una tabla con los límites de solubilidad de algunas sustancias en agua a dos temperaturas distintas. Observa que la cantidad de soluto que podemos disolver es mayor cuando la temperatura del solvente es mayor. Ejercicio 6.2 Una solución se prepara agregando 23,5 g de nitrato de sodio (NaNO 3 ) a 20 mL de agua a 50°C. ¿La solución será saturada, insaturada o sobresaturada? (Nota: utiliza el dato de la tabla anterior). La solubilidad del MnSO 4 en agua a 20°C es de 7 mg por cada mililitro de agua. Un litro de esta solución contienen 1,22 moles de MnSO 4 en agua a 20°C, ¿la solución será saturada, sobresaturada o insaturada? Una solución se prepara agregando 2,5 g de KCl a 10 g de agua, ¿la solución preparada será saturada, no saturada o sobre saturada a 20°C? (Nota: utiliza el dato de la tabla anterior). 6.3. Concentración y formas de expresarla Unidad 6: Soluciones La concentración de una solución nos indica la cantidad de SOLUTO presente en una cantidad de SOLUCIÓN. Si tenemos una solución, el soluto estará presente en una determinada proporción con respecto al solvente. Esa proporción no cambiará a menos que se adicione más soluto o más solvente. En consecuencia, la concentración permanece constante. Es importante notar que la concentración es una propiedad intensiva. Por ejemplo, sabemos que el contenido de alcohol en la cerveza es de 5%. Pero, ¿acaso importa el tamaño de la botella? No importa el tamaño del envase, la proporción de soluto con respecto al solvente es la misma. Pero, si a una solución preparada le agregamos más soluto o le agregamos más solvente, la concentración de la solución sí se modifica. En el primer caso se hace más concentrada (aumenta la cantidad de soluto), mientras que en el segundo caso se vuelve más diluida, pues disminuye la cantidad de soluto en relación con el volumen del solvente. Esto lo podemos apreciar en siguiente figura, donde vemos cómo el colorante aparece menos intenso a la izquierda (en una solución diluida), mientras que la intensidad del color aumenta hacia la derecha (solución concentrada). En todos los casos el volumen de solución es el mismo (un vaso), lo que está cambiando es la cantidad de soluto disuelto. Ten presente lo siguiente Si el soluto de una solución es líquido (por ejemplo, el alcohol de la cerveza), entonces la cantidad de éste afecta el volumen de la solución: Volumen de una solución = Volumen de soluto + Volumen de solvente Sin embargo, cuando el soluto es un sólido (por ejemplo, el azúcar de una limonada) o un gas (el de las gaseosas), se puede decir que el volumen de la solución es prácticamente el volumen del solvente, pues el soluto se disuelve perfectamente en el solvente, sin ocupar un espacio significativo: Volumen de solución ≈ Volumen de solvente Independientemente del tipo de soluto, el peso de una solución depende tanto del soluto y del solvente: Peso de solución = Peso de soluto + Peso de solvente Para conocer el peso de una solución se utiliza la DENSIDAD de la solución. Así, si nos dicen que la densidad de la Coca Cola es 1,02 g/mL, podemos deducir que un litro de Coca Cola pesa 1020 gramos. Densidad de una solución = Peso de solución / Volumen de solución RECUERDA: la densidad sólo sirve para conocer cuánto pesa un determinado volumen de solución. NO NOS DICE la cantidad de soluto disuelto. POR TANTO Si nos dicen que se tiene una solución de 250 mL en donde están disueltos 10 gramos de soluto, el volumen de solución será de 250 mL. Que si nos dicen que se agrega 10 mL de soluto en 250 mL de agua. En este caso el volumen de la solución será de 260 mL, puesto que el soluto es un líquido. Que sólo el agua tiene densidad de 1 g/mL, pero las soluciones tienen valores de densidad diferentes a 1, ya que el soluto ejerce un peso adicional y modifica la densidad. Formas de expresar la concentración de una solución Ten presente que siempre que tengamos una solución, nos interesará saber CUANTO SOLUTO hay. Por ejemplo, si tenemos una botella de Coca Cola, nos interesa saber cuánta azúcar o cafeína tiene, pero no nos interesa cuánta agua hay. Por tanto, todas las siguientes formas de expresar la concentración están referidas SIEMPRE al soluto. 1. GRAMOS /LITRO Es la forma más simple: se indica cuántos gramos de soluto hay disueltos por cada litro de solución (g/L): Ejemplo 1: si leemos la información nutricional de la Coca Cola veremos lo siguiente: Observamos que contiene 11 gramos de hidratos de carbono (o sea, azúcar C 12 H 22 O 11 ) por cada 100 mL de solución (equivalente a 0,1 L). Expresemos esto en gramos por litro: 2. MOLARIDAD La molaridad (denotada por la letra M mayúscula) nos indica el número de moles de soluto presentes en un litro de solución. Ejemplo 2: calculemos para la Coca Cola (del ejemplo 1 anterior) la molaridad del azúcar presente. Sabemos que contiene 11 gramos de C 12 H 22 O 11 por cada 0,1 L de solución. Por tanto, necesitamos convertir los 11 gramos de soluto a moles de soluto. Para ello, usaremos su masa molar: 342 g/mol. Ahora utilizamos la fórmula de molaridad para calcular la concentración molar del azúcar: Por tanto, podemos decir que la molaridad del azúcar en la Coca Cola es de 0,32 M, o, lo que es lo mismo, hay 0,32 moles de azúcar por cada litro de solución. Ejemplo 3: utilicemos el dato de la molaridad de la Coca Cola para averiguar cuánta azúcar tiene una botella de 3 litros de Coca Cola. ¿Cómo procedemos? Tengamos presente lo siguiente: si conozco el volumen de la solución y la molaridad del soluto que estoy analizando, podré conocer el número de moles de soluto, pues de la ecuación de la molaridad podemos deducir lo siguiente: Por tanto, si sabemos que la molaridad del azúcar es 0,32 M, y que tenemos 3 litros de solución, podemos saber cuántas moles de azúcar hay: Finalmente, convertimos el número de moles de azúcar a gramos, usando la masa molar (342 g/mol): 3. PORCENTAJE EN PESO O MASA El porcentaje en peso (o en masa, es lo mismo) indica el peso de soluto con respecto al peso de la solución, expresado en porcentaje: Ten presente que el porcentaje en peso SIEMPRE será menor al 100%, pues el peso del soluto siempre debe ser menor al peso de la solución. Asimismo, para conocer el peso de la solución ES NECESARIO saber la densidad de la solución. Ejemplo 4: para la Coca Cola, expresemos la concentración de azúcar en porcentaje en peso, sabiendo que la densidad de la Coca Cola es 1,05 g/mL. En este caso, sabemos del ejemplo 1 que hay 110 gramos de azúcar por cada litro de solución. Entonces, sabemos el peso de soluto (110 g), pero no el de la solución. Debemos por tanto, convertir el litro de solución a peso, usando la densidad. Y ahora, queda simplemente usar la fórmula de porcentaje en peso: Por tanto, podemos decir que de cada 100 gramos de Coca Cola, 10,48 gramos son azúcar. Ejemplo 5: En la cerveza, el contenido de alcohol etílico (C 2 H 6 O) es 5% en peso. Si la densidad de la cerveza es 1,01 g/mL, ¿cuál es la molaridad del alcohol etílico? Este problema es diferente, pues no tenemos ningún dato de la cantidad de cerveza que hay: sólo conocemos dos propiedades intensivas: la concentración y la densidad. Por tanto, es necesario asumir una cantidad. Dado que me dan el procentaje en peso, asumamos que tenemos 100 gramos de cerveza: de esos 100 gramos de cerveza, 5 gramos son alcohol etílico (eso es lo que nos dice el procentaje en peso). Convertimos los 5 gramos de C 2 H 6 O a moles: Ahora necesitamos saber el volumen que ocupan esos 100 gramos, pero expresados en litros. Usamos la densidad: Finalmente, usamos la fórmula de molaridad para expresar la concentración de alcohol etílico: Por tanto, podemos decir que en un litro de cerveza tenemos 1,1 moles de alcohol etílico. 4. PARTES POR MILLÓN (PPM) En soluciones diluidas, la concentración del soluto se suele expresar en partes por millón (ppm). La fórmula es idéntica a la del porcentaje en peso, sólo que en vez de multiplicar al cociente por 100, se le multiplica por un millón (10 6 ): Nuevamente, para conocer el peso de la solución es necesario saber la densidad. Ejemplo 6: Una lata de Coca Cola de 330 mL (cuya densidad es 1,05 g/mL), contiene 41 mg de cafeína. Expresar la concentración de la cafeína en ppm. Vean que el contenido de cafeína es muy pequeño (está en miligramos), por ello resulta útil emplear las partes por millón. En efecto, necesitamos tener el peso del soluto y el peso de la solución, TENIENDO CUIDADO que esté en las mismas unidades: Ahora, para conocer el peso de la solución, usamos la densidad: Finalmente, expresamos la concentración en ppm: ¿Cómo lo interpretamos? Podemos decir que de cada millón de gramos de Coca Cola, 118,3 gramos son cafeína. O para que tengamos valores más tangibles: de cada 1 kilogramo de Coca Cola, 118,3 mg son cafeína. 5. FRACCIÓN MOLAR (X) La fracción molar la hemos revisado en el tema de gases. La figura que se muestra a continuación explica claramanente lo que significa fracción. Haciendo una analogía entre la figura mostrada y una solución: el soluto será una parte (denotada en naranja) del todo (verde), éste estará representado por la solución. En el caso de una solución conformada únicamente por un soluto y un solvente, existirán dos fracciones molares (X): la del soluto y la del solvente. Ejemplo 7: Se tiene un envase que contiene 500 mL de una solución acuosa de NaCl en una concentración de 20g/L. La densidad de la solución es de 1,02 g/mL. ¿Cuál será la fracción molar del NaCl? La masa de la solución la hallamos con el dato de la densidad, convirtiendo los 500 mL obtenemos 510 g de solución. De acuerdo al dato que la solución tiene una concentración de 20g/L y nosotros tenemos medio litro, entonces tenemos 10 gramos de NaCl (el soluto). Podemos determinar ahora la masa del solvente: masa solvente = 510g - 10g = 500 g Con estos datos, se calcula el número de moles de soluto y número de moles del solvente (H 2 O). Finalmente, calculamos la fracción molar del NaCl: Recuerda que la fracción molar es ADIMENSIONAL (no tiene unidades). Asimismo, la suma de fracciones molares es 1, por tanto, la fracción molar del agua (en el ejemplo) es 0,994. 6.4. Dilución Unidad 6: Soluciones Si nos sirven una taza de café y está muy "cargado" (concentración alta de café), lo que hacemos de manera natural es agregarle más agua hasta que el sabor sea menos intenso o, en otras palabras, que baje la concentración de café. Este procedimiento que realizamos de manera mecánica, es un proceso de dilución. Luego pues, la dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada, y consiste simplemente EN AÑADIR MÁS SOLVENTE. ¿Qué hay que tener en cuenta en una dilución? En una dilución la cantidad de soluto no varía. Lo que varía en una dilución es el volumen del solvente: al añadirse más solvente, la concentración del soluto disminuye, pues el volumen (y el peso) de la solución aumenta. Imaginemos que tenemos un litro de solución acuosa de lejía (hipoclorito de sodio, NaOCl), cuya molaridad es 0,3 M (solución de la izquierda). Usando la fórmula de molaridad, podemos deducir que hay 0,3 moles de NaOCl. Ahora, como está muy concentrada, añadimos 1 litro más de agua (el solvente), hasta alcanzar el volumen de 2 L (solución de la derecha): ¿Qué ha cambiado? Las moles de NaOCl no cambian, puesto que no hemos añadido soluto. Lo que sí cambia es el volumen de la solución: pasa de 1 L a convertirse en 2 L. Por tanto, la molaridad cambia, y la volvemos a calcular: Como vemos, la molaridad disminuye, puesto que estamos diluyendo la solución. SIEMPRE, DESPUÉS DE UNA DILUCIÓN, LA CONCENTRACIÓN DEBE SER MENOR. Ejercicio 6.4 Se tiene una solución acuosa 1 M de KMn0 4. ¿Qué volumen de esta solución deberá tomarse para preparar 1 litro de una solución acuosa 0,4 M de KMnO 4 ? La solución de partida es 1 M, esto quiere decir que hay 1 mol de KMnO 4 por cada litro de solución, ya que: Por tanto: Moles de KMnO 4 = (1 M) (1 L) = 1 mol La solución diluida debe ser 0,4 M y debemos preparar 1 L, lo que implica que debe contener 0,4 moles. Ahora averiguemos el volumen de la solución de partida que debemos tomar de manera que tengamos los 0,4 moles. Demos establecer que : Esto significa que debemos tomar 0,4 L (400 mL) de la solución de partida, y agregar agua hasta alcanzar un litro de solución, es decir, debemos añadir 600 mL de agua. Ejercicio 6.5 1. En un laboratorio se tiene una solución de eugenol (C 10 H 12 O 2 ) 3 M, disuelto en etanol (C 2 H 6 O). A partir de esta solución se debe preparar 100 mL de solución de eugenol pero con una concentración de 0,05 M. ¿Qué volumen de la solución concentrada se deberá tomar y qué volumen de etanol se deberá usar? Respuesta: 1,67 mL de solución y 98,33 mL de etanol. 2. Se tienen dos cilindros de 10 L de capacidad que contienen soluciones acuosas de KOH. Una de ellas tiene una concentración de 4,5 M (solución A) y la otra de 2 M (solución B). Calcula el volumen que se debe tomar de cada una de las soluciones para preparar 2,5 L de una solución de KOH de concentración 2,8 M. Respuesta: 0,8 L de la solución A y 1,7 L de la solución B. Unidad 7: Introducción a la química orgánica y biológica Índice de la Unidad 7 7.1. Introducción 7.2. Grupos funcionales 7.3. Biomoléculas 7.1. Introducción Unidad 7: Introducción a la química orgánica y biológica La química orgánica es una rama de la química que estudia a aquellos compuestos que contienen carbono, formando enlaces covalentes. Estos compuestos son producidos, en su mayoría, por seres vivos, y pueden tener distinto grado de complejidad: existen moléculas de bajo peso molecular, como el metano CH 4 , pero otras de gran peso molecular, como las proteínas, donde el peso molecular puede alcanzar el millón de uma. Grupo funcional El gran número de compuestos orgánicos conocidos se reduce considerablemente si los agrupamos según ciertas coincidencias en sus estructuras. La presencia de ciertos átomos ordenados de manera particular dentro de la molécula se llama grupo funcional. El grupo funcional es importante porque es la parte de la molécula que determina las propiedades químicas del compuesto y donde ocurren la mayoría de reacciones químicas. Representación de moléculas orgánicas Debemos tener presente que la representación de moléculas orgánicas es variada, aunque se suele dibujar las moléculas de forma abreviada, usando líneas para indicar el número de carbonos. Hemos visto en capítulos anteriores el benceno, C 6 H 6 , y lo hemos representado de la siguiente manera: Pero, ¿qué significa realmente ese dibujo? Allí no vemos ningún “C” o “H”. Este hexágono tiene 6 “esquinas”, y cada esquina representa un átomo de carbono. Cada átomo de carbono (en el dibujo) está enlazado a dos carbonos: a uno de ellos por un enlace simple y al otro por un enlace doble. También, debemos recordar que el carbono SIEMPRE tiene cuatro enlaces. Entonces, cada átomo de carbono completa cuatro enlaces uniéndose a hidrógenos. Por tanto, la representación que tenemos equivale a la siguiente: Como vemos, es más fácil representar las estructuras de manera abreviada, ya que nos ahorra espacio. Sin embargo, debemos recordar que cada esquina representada es un átomo de carbono, y que si éste no tiene cuatro enlaces, debemos agregarle hidrógenos para conseguirlo. 7.2. Grupos funcionales Unidad 7: Introducción a la química orgánica y biológica A continuación veremos los principales grupos funcionales, con una descripción breve de sus propiedades y algunos ejemplos. Más sobre grupos funcionales: http://www.educaplus.org/moleculas3d/alcanos_lin.html Hidrocarburos Son los compuestos más sencillos, formados únicamente por carbono e hidrógeno. Es usual encontrar cadenas largas formadas por enlaces covalentes carbono-carbono, unidos a través de enlaces simples, dobles o triples. Por lo general, tienen bajo punto de ebullición, el cual aumenta conforme aumenta el peso molecular. Asimismo, son apolares. Se usan principalmente como combustibles, ya que liberan calor al ser quemados. Se clasifican, a su vez, en alcanos, alquenos, alquinos y aromáticos. Alcanos En estos hidrocarburos sólo existen enlaces covalentes simples entre los átomos de carbono. Algunos alcanos conocidos son el metano CH 4 (componente del gas natural), propano C 3 H 8 (gas usado para uso doméstico) yoctano C 8 H 18 (usado como estándar para determinar el octanaje de un combustible). Algunos alcanos pueden encontrarse formando ciclos. En estos casos, se antepone el prefijo “ciclo” al nombre del alcano. Por ejemplo, el ciclopropano tiene tres átomos de carbono dentro de un ciclo, mientras que el ciclohexano tendrá seis átomos de carbono. Más sobre alcanos: http://www.quimicaorganica.net/alcanos.html Alquenos y alquinos Los alquenos y alquinos son hidrocarburos que presentan insaturaciones, es decir, presentan enlaces ? en su estructura. Los alquenos poseen al menos un enlace doble, mientras que los alquinos tienen un enlace triple como mínimo. El etileno C 2 H 4 es el alqueno más sencillo. Otro ejemplo de alqueno, aunque con estructura más compleja, es el limoneno, que se encuentra en el limón y que le da el olor característico. El acetileno C 2 H 2 es el alquino más simple. Se usa en la soldadura, ya que produce, al quemarse, una llama muy caliente (cercana a los 3000°C). Los alquinos son menos abundantes, aunque son más reactivos que los alquenos. Más sobre alquenos y alquinos: http://www.scribd.com/doc/16264812/ALQUENOS-ALQUINOS Aromáticos El benceno es el principal ejemplo de un compuesto aromático. Para que un hidrocarburo sea aromático, debe presentar un ciclo de seis miembros, y dentro de este ciclo, tres dobles enlaces alternados. El naftaleno C 10 H 8 es también aromático, y es el componente principal de la naftalina. Por otro lado, la vainillina, presente en la vainilla, presenta también un anillo aromático. Los compuestos aromáticos muestran una gran estabilidad y son poco reactivos. Asimismo, poseen un olor característico. Más sobre hidrocarburos aromáticos:http://genesis.uag.mx/edmedia/material/quimicaii/Aromaticos.cfm GRUPOS FUNCIONALES QUE CONTIENEN OXÍGENO Alcoholes Los alcoholes poseen un enlace C-O-H, es decir, se tiene un oxígeno unido tanto a un carbono como a un hidrógeno por medio de enlaces simples. En forma abreviada, lo representamos así: Los alcoholes que no tienen muchos átomos de carbono son solubles en agua y, por lo general, son líquidos a temperatura ambiente (o tienen un punto de ebullición relativamente alto). Esto se debe a que son capaces de formar enlaces de hidrógeno. El etanol C 2 H 5 OH es uno de los alcoholes más conocidos por nosotros. Lo usamos como desinfectante y es el componente principal de las bebidas alcohólicas. Otro alcohol es el mentol, presente en el aceite de menta, usado en cremas dentales por su olor y sabor característico. Más sobre alcoholes:http://www.salonhogar.net/quimica/nomenclatura_quimica/Propiedades_alcoholes.ht m Éteres Los éteres poseen un oxígeno unido a dos átomos de carbono por medio de enlaces simples. En general: Los éteres tienen punto de ebullición menor que los alcoholes, puesto que no presentan fuerzas intermoleculares de enlace de hidrógeno. Asimismo, debido a esto, son muy poco solubles en agua. El éter etílico es muy conocido como solvente y fue usado durante muchos años como anestésico, debido a su peculiar olor (que da sueño). El anisol, por otro lado, es el responsable del olor del anís. Más sobre éteres:http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l7/nomen.html Aldehídos y cetonas Los aldehídos y cetonas presentan un doble enlace entre un carbono y un oxígeno (denominado grupo carbonilo). La diferencia entre ellos radica en los átomos adyacentes al carbono en mención. En general: Observa las semejanzas y diferencias entre un aldehído y una cetona: ambos tienen un grupo carbonilo (C=O). El aldehído tiene, unido al carbono del carbonilo, un carbono y un hidrógeno, mientras que una cetona tiene unido sólo átomos de carbono. Los aldehídos y cetonas con pocos átomos de carbono son solubles en agua. Por lo general son líquidos a temperatura ambiente, aunque tienen bajo punto de ebullición. El cinamaldehído es un aldehído que se encuentra en la canela y es responsable del olor. La acetona es la cetona más simple, y se usa como disolvente (por ejemplo, para quitar el esmalte de uñas). Más sobre aldehídos y cetonas:http://www.salonhogar.net/quimica/nomenclatura_quimica/Propiedades_aldehidos_cetonas.htm Ácidos carboxílicos Los ácidos carboxílicos poseen también un grupo carbonilo, pero el carbono está unido, también, a un grupo OH. En general: Observaciones Un ácido carboxílico NO ES una cetona y un alcohol en simultáneo. El conjunto de átomos mostrado es el agrupamiento ácido carboxílico. El carbono adyacente al carbono del carbonilo puede ser un hidrógeno. En este caso peculiar, el ácido en mención es ácido fórmico. Los ácidos carboxílicos de pocos átomos de carbono son solubles en agua, puesto que presentan enlace de hidrógeno como fuerza intermolecular. El ácido acético CH 3 COOH es un ácido sencillo, componente principal del vinagre. Los ácidos también están presentes en el aceite de casa. Por ejemplo, el ácido linoléico está presente en el aceite de oliva. Más sobre ácidos carboxílicos:http://www.salonhogar.net/quimica/nomenclatura_quimica/Propiedades_acidos_carboxilicos.htm Ésteres Los ésteres son derivados de los ácidos carboxílicos. La diferencia es que no presentan el grupo –OH, sino que el hidrógeno ha sido reemplazado por un átomo de carbono. En general: Dado que ya no poseen el grupo –OH, no son capaces de formar enlace de hidrógeno y, por tanto, poseen punto de ebullición menor que el de los ácidos carboxílicos del cual provienen. Los ésteres suelen tener olores y sabores muy agradables y, por tanto, se utilizan en la industria de alimentos. Por ejemplo, el butanoato de metilo posee olor a piña, mientras que el pentanoato de pentilo tiene aroma a manzana. Más sobre ésteres:http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l17/pfis.html GRUPOS FUNCIONALES QUE CONTIENEN NITRÓGENO Aminas y amidas Las aminas y amidas presentan necesariamente un nitrógeno unido a un carbono. En general: Analiza ambos casos: en el caso de una amina, el nitrógeno está unido a un átomo de carbono, el cual NO ES UN CARBONILO (C=O). Tenemos una amida si el nitrógeno está unido a un carbonilo, es decir, a un carbono unido a oxígeno por un doble enlace. Observaciones El nitrógeno suele formar tres enlaces covalentes. Para que exista grupo funcional, debe estar unido a un carbono. Los otros dos enlaces pueden ser a otros carbonos o a átomos de hidrógeno. Si el nitrógeno está unido, al menos, a un átomo de hidrógeno presentará enlace de hidrógeno. Las aminas tienen mal olor. Putrescina y cadaverina son aminas que se producen cuando se descompone la carne. La caprolactama es una amida utilizada en la fabricación del nylon, un polímero muy usado a nivel mundial. Más sobre aminas: http://www.salonhogar.net/quimica/nomenclatura_quimica/Propiedaes_aminas.htm Más sobre amidas:http://members.fortunecity.com/jojoel99/Qu%EDmica%20Org%E1nica/%CDndice%20principal_files/cad.htm Ejercicio 7.1 Utiliza los siguientes fármacos para identificar grupos funcionales. Encierra en un círculo el grupo funcional y nómbralo. 7.3. Biomoléculas Unidad 7: Introducción a la química orgánica y biológica Las biomoléculas son aquellas macromoléculas que constituyen a los seres vivos. En estas moléculas encontramos diversos grupos funcionales, muchos de ellos previamente estudiados. Se denominan macromoléculas porque tienen un peso molecular muy elevado. Asimismo, forman parte de la alta organización del ser vivo, por tanto, cumplen funciones específicas e importantes para la vida. Las biomoléculas pueden ser consideradas como la unión de muchas moléculas más pequeñas y simples. La unión de estas moléculas se realiza a través de los grupos funcionales que poseen. En este capítulo estudiaremos dos de las biomoléculas más importantes: las proteínas y los carbohidratos. Otras biomoléculas (que no estudiaremos) son los ácidos nucléicos y lípidos. Proteínas Son macromoléculas que se encuentran presentes en todas las células. Son los componentes principales de los tejidos animales: son parte fundamental de la piel, uñas, cartílagos y músculos. Están formadas por la repetición de alfa aminoácidos (?-aminoácidos). Un aminoácido es una molécula que posee, en la misma estructura, un grupo amina y un ácido carboxílico. El prefijo “alfa” indica que el grupo amina se encuentra en el carbono adyacente al grupo carbonilo del ácido: Las proteínas están formadas por la combinación de 20 tipos diferentes de aminoácidos. El número de aminoácidos en una proteína es muy grande, y por ello tienen peso molecular elevado, el cual puede alcanzar los millones de uma. La unión entre los aminoácidos se da entre el grupo ácido de uno de ellos con el grupo amina de otro. La unión de ácido carboxílico con amina da lugar a una AMIDA. Por tanto, en una proteína veremos muchos grupos amida. La unión de dos aminoácidos por medio de una amida se denomina ENLACE PEPTÍDICO. Supongamos dos aminoácidos: glicina y alanina. En la siguiente imagen podremos observar la formación del enlace peptídico entre ellos, cuando se une el grupo ácido de la glicina con el grupo amina de la alanina: Dado que se han unido dos aminoácidos, el producto se denomina un DIPÉPTIDO. Observaciones La unión de tres aminoácidos da lugar a un tripéptido. Cuando tenemos varios aminoácidos, decimos que tenemos un POLIPÉPTIDO. La estructura formada en la figura corresponde al dipéptido glicina-alanina. Esto quiere decir que se han unido por el grupo ácido de la glicina y por el grupo amina de la alanina. El dipéptido alanina-glicina no tiene la misma estructura, ya que cambia el grupo funcional por el que se unen. Compara ambas estructuras. En una proteína tenemos muchísimos enlaces peptídicos, ya que está formada por la unión de cientos de aminoácidos. La estructura primaria de una proteína es el orden o secuencia de aminoácidos a lo largo de la proteína. Figura 7.1. La estructura primaria de una proteína es la secuencia de aminoácidos que la conforma. Tomado de: “Home economics” (http://www.homeeconomics.ie/homeeconomics/main/curricularsupport-protein.htm) La estructura secundaria de una proteína es el modo en que se orienta en el espacio. Normalmente tiende a formar una hélice, debido a las fuerzas de atracción entre aminoácidos de distintas partes de la proteína: los enlaces de hidrógeno. El aspecto de una proteína suele ser como el de una escalera de caracol. Figura 7.2. La estructura secundaria de una proteína es la orientación de su cadena. Tomado de: “Home economics” (http://www.homeeconomics.ie/homeeconomics/main/curricularsupport-protein.htm) La estructura terciaria es la forma que posee normalmente toda la proteína en el espacio. Podemos imaginarlo como si tuviésemos un fideo y lo soltamos sobre un plato: el fideo adopta una forma especial, acomodándose sobre sí. Figura 7.3. La estructura terciaria de una proteína es la forma tridimensional de ésta. Tomado de: “Home economics” (http://www.homeeconomics.ie/homeeconomics/main/curricularsupport-protein.htm) Las proteínas son importantes en el desarrollo de toda persona. La organización mundial de la salud recomienda consumir diariamente 800 mg de proteínas por cada kilogramo de peso (en el caso de una persona de 60 kg, debe consumir 48 gramos). El huevo y las carnes son fuentes importantes de proteínas. Más sobre proteínas y sobre la estructura de las proteínas:http://www.aula21.net/Nutriweb/proteinas.htm Carbohidratos Los carbohidratos, también llamados hidratos de carbono, glúcidos o simplemente, azúcares, son compuestos naturales formados por carbono, hidrógeno y oxígeno. En sus estructuras encontramos, de manera imprescindible, el grupo funcional alcohol. Se pueden clasificar según el número de unidades que se repiten en su estructura en monosacáridos, disacáridos y polisacáridos. La glucosa es el monosacárido más común y abundante. Es el principal nutriente del cuerpo humano. Existen dos estructuras posibles para representar a los monosacáridos: la estructura abierta y la estructura cíclica. Ambas representan al mismo monosacárido, y cuando éstos se encuentran disueltos en agua, ambas formas suelen encontrarse en equilibrio. En el caso de la glucosa (C 6 H 12 O 6 ) veamos ambas estructuras: Observa que en ambas estructuras la fórmula de la glucosa se mantiene: C 6 H 12 O 6 . Asimismo, analiza el alto número de grupos alcohol que posee la estructura: por eso son muy solubles en agua. Los disacáridos están formados por dos azúcares, es decir, por la unión de dos monosacáridos. El azúcar de casa (sacarosa) es el principal ejemplo: está formada por la unión de glucosa y fructosa, a través de un enlace covalente. Figura 7.4. Estructura de la sacarosa (un disacárido). Los polisacáridos se forman por la unión de varias unidades de monosacáridos. Un ejemplo es la celulosa, el principal componente de las plantas. En ella, se repiten muchas unidades de glucosa, formándose una estructura con un peso molecular de más de 500000 uma. Figura 7.5. Estructura de la celulosa (un polisacárido). Tomado de: “Christian Mac Kay – Ingeniero Agrónomo” (http://cmackay.wordpress.com/2009/07/22/composicion-y- propiedades-del-roble/) Más sobre carbohidratos: http://aula21.net/Nutriweb/pagmarco.htm Ejercicios propuestos Química 1 Soluciones Si estás visitando esta sección es porque quieres complementar tus conocimientos de soluciones. Aquí encontrarás unos problemas resueltos, donde te guiaremos paso a paso para que tengas presente la información que se necesita para llegar a la respuesta. Te sugerimos resolver los problemas descritos a continuación, después de haber revisado la teoría de soluciones de la Ayuda de Clase. PROBLEMA 1 La Coca Cola es, probablemente, el refresco más famoso del mundo. Contiene azúcar, saborizantes, cafeína y dióxido de carbono (CO 2 ), que le da el carácter gaseoso. Si leemos la composición de alguno de sus ingredientes, observaremos lo siguiente: Contenido por cada 100 mL: Cafeína (C 8 H 10 N 4 O 2 ) : 28 mg Azúcar (C 11 H 22 O 11 ) : 10 % en peso Peso total de los 100 mL : 109 gramos Con los datos mostrados, se te pide: Expresar la concentración de azúcar en molaridad Expresar la concentración de cafeína en ppm y molaridad SOLUCIÓN 1 Para encontrar la concentración de azúcar en molaridad, debemos convertir el porcentaje en peso que nos dan a la molaridad. Recuerda que una solución puede tener más de un soluto, y que para cada soluto debemos ser capaces de expresar su concentración. Si tenemos un 10 % en peso de azúcar significa que si tenemos 100 g de Coca Cola, habrá 10 g de azúcar. Entonces, podemos decir lo siguiente: Ahora queda convertir el numerador a moles de azúcar, y el denominador a litros de solución. De esta forma, tendremos las unidades de molaridad, y podremos expresar la concentración de azúcar como nos piden. Usemos entonces los factores de conversión apropiados: para convertir gramos de azúcar a moles, necesitamos la masa molar del azúcar (1 mol = 342 g/mol), la cual conocemos a partir de su fórmula molecular. Por otro lado, para convertir gramos de solución a volumen usaremos la densidad de la solución (la Coca Cola), sabiendo que 100 mL pesan 109 g, o lo que es lo mismo, su densidad es 109 g / 100 mL = 1,09 g/mL. Finalmente, no olvidemos que el volumen debe estar expresado en LITROS, y es necesario convertir los mililitros a litros: De esta forma, estamos expresando la concentración de azúcar en molaridad: la concentración de azúcar en la Coca Cola es 0,32 M, o lo que es lo mismo: hay 0,32 moles de azúcar por cada litro de Coca Cola. Para expresar la concentración de cafeína en ppm y molaridad, debemos proceder de igual forma al caso anterior. Sabemos que hay 28 mg de cafeína (C 8 H 10 N 4 O 2 ) por cada 100 mL de solución. Entonces, si convertimos el volumen de la solución a gramos y multiplicamos el cociente por 10 6 , podremos expresar la concentración en ppm: Recuerda que la fórmula de ppm es idéntica a la del porcentaje en peso: peso de soluto entre peso de solución. La diferencia está en que en el porcentaje en peso se multiplica el cociente por cien (100), mientras que en ppm se multiplica el cociente por un millón (10 6 ). Ahora expresemos la concentración en molaridad: sabemos que hay 28 mg de cafeína por cada 100 mL de solución. Entonces, debemos convertir los 28 mg a moles, y los 100 mL a litros, para tener las unidades de la molaridad. En consecuencia, sabemos que la molaridad de la cafeína en la Coca Cola es de 0,00144 M, o, dicho en otras palabras, hay 0,00144 moles de cafeína por cada litro de Coca Cola. PROBLEMA 2 La tintura de yodo es una solución de yodo molecular (I 2 ) en etanol, que se ha usado desde hace muchos años como antiséptico para el tratamiento de heridas menores. Se emplea como desinfectante de la piel o para limpiar heridas. La tintura de yodo de prepara añadiendo 2 gramos de I 2 sólido y 2 gramos de yoduro de potasio (KI) a 100 mL de etanol (C 2 H 5 OH). Se sabe, además, que la densidad del etanol puro es de 0,79 g/mL. Con la información anterior, expresa la concentración del I 2 y del KI en: a) Molaridad b) Porcentaje en peso c) Fracción molar Si a 100 mL de solución de tintura de yodo se añade agua hasta completar un volumen de 1 L, determina la nueva molaridad del I 2 y del KI. SOLUCIÓN 2 Empecemos notando lo siguiente: tenemos 100 mL de solvente (etanol), al que se le añadirán 2 gramos de cada soluto (I 2 y KI). Por tanto, el volumen de la solución seguirá siendo de 100 mL, pues los sólidos se disolverán en el solvente. El volumen sólo cambiará si el soluto que se añade es líquido (por ejemplo, alcohol que se añade al agua). Sin embargo, el peso de la solución sí cambiará, ya que tendremos el peso de los 100 mL de solvente (el cual lo calcularemos con la densidad) y el peso de los dos solutos. Para hallar la molaridad, debemos observar que tenemos 2 gramos de cada soluto en 100 mL de solución. Hay que convertir los 2 gramos a moles, usando la masa molar de cada sustancia. Luego, debemos expresar el volumen en litros, convirtiendo mililitros a litros. En efecto: Calculemos ahora el porcentaje en peso. Para ello, debemos recordar que el porcentaje en peso es“peso de soluto dividido entre peso de solución”. Por tanto, si tenemos la misma cantidad de cada soluto, el porcentaje en peso será el mismo para el I 2 y el KI. Sin embargo, observa que las molaridades son diferentes. Debemos calcular, primero, el peso de la solución: tenemos 100 mL de etanol y 4 gramos (en total) de solutos: Ahora podemos aplicar la fórmula de porcentaje en peso para cada sustancia: Para la fracción molar debemos conocer, primero, el número de moles que hay en toda la solución: tenemos dos solutos y un solvente, por tanto, es necesario determinar cuántas moles hay de cada una de estas sustancias: Por tanto, si sumamos esos valores hallaremos el número de moles en total: 1,74 moles. Calculemos ahora la fracción molar de cada soluto, recordando que la fracción molar es el cociente del número de moles de una sustancia entre el número de moles totales presentes en la mezcla: Recuerda dos cosas: la fracción molar no tiene unidades, y la suma de fracciones molares nos da siempre 1. En este caso, si sumamos a las fracciones molares anteriores la del etanol, obtendríamos como resultado 1. Finalmente, resolvamos el problema de la dilución: tenemos 100 mL de tintura de yodo y le añadimos agua, hasta tener un nuevo volumen de 1 L. Está claro que la molaridad de los solutos cambiará, pues el volumen de la solución está cambiando. Además, como estamos añadiendo más solvente, es de esperar que la solución sea menos concentrada y, por tanto, la molaridad disminuya. Sabemos que en la solución de partida (tintura de yodo) la molaridad del I 2 es 0,079 M y la del KI es 0,12 M. Por tanto, podemos conocer cuántas moles hay de cada sustancia en los 100 mL (que equivalen a 0,1 L) de solución original: El número de moles de cada soluto no cambia, pues estamos añadiendo solvente, pero nada de soluto. Entonces, debemos calcular la nueva molaridad considerando el volumen de 1 L, que es el que tendrá la nueva solución: Observa que las concentraciones han disminuido, lo cual es de esperar, pues al diluir estamos haciendo que la solución esté menos concentrada. Asimismo, ten presente que da igual que hayamos añadido otro solvente diferente: lo que nos interesa en la fórmula de molaridad es el volumen de la solución. Aplica lo visto previamente para resolver los siguientes problemas propuestos. No te olvides de plantear paso a paso tu procedimiento, y coteja tus respuestas con las que expresamos aquí: PROBLEMA 3 Se ha preparado una solución de dicromato de potasio (K 2 Cr 2 O 7 ) al 27 % en peso, y cuya densidad es de 1,257 g/mL. Expresar la concentración de la solución en molaridad. Respuesta: 1,153 M PROBLEMA 4 El ácido nítrico (HNO 3 ) concentrado es una solución acuosa al 70 % y con densidad 1,42 g/mL. Calcular cuánto volumen del ácido concentrado se necesitan para preparar 750 mL de HNO 3 0,5 M. Respuesta: 23,7 mL PROBLEMA 5 Cuando se mezclan 25 mL de H 2 SO 4 0,4 M, con 50 mL de H 2 SO 4 0,85 M, ¿cuál es la concentración molar de la solución obtenida? Respuesta: 0,7 M