quim1 - Servidor de Apoyo al Sistema Escolarizado -

Unidad
Temas
1
Teoría Cuántica y
Estructura Atómica
1.1
1.2
1.3
1.4
1.5
1.6
2
Los Elementos
Químicos y su
Clasificación
2.1
Subtemas
El átomo y sus partículas
subatómicas.
1.1.1 Rayos Catódicos y Rayos
anódicos
1.1.2 Radioactividad
Base experimental de la teoría
cuántica.
1.2.1 Teoría ondulatoria de la luz
1.2.2 Radiación del cuerpo negro y
teoría de Planck.
1.2.3 Efecto fotoeléctrico.
1.2.4 Espectros de emisión y series
espectrales.
Teoría atómica de Bohr.
1.3.1 Teoría atómica de BohrSommerfeld.
Teoría cuántica.
1.4.1 Principio de dualidad.
Postulado de De Broglie.
1.4.2 Principio de incertidumbre de
Heissemberg.
1.4.3 Ecuación de onda de
Schrödinger.
1.4.3.1 Significado físico de la
función de onda 2.
1.4.3.2 Números cuánticos y
orbitales atómicos
Distribución electrónica en sistemas
polielectrónicos.
1.5.1 Principio de Aufbau o de
construcción.
1.5.2 Principio de exclusión de Pauli.
1.5.3 Principio de máxima
multiplicidad de Hund.
1.5.4 Configuración electrónica de
los elementos y su ubicación
en la clasificación periódica.
1.5.5 Principios de Radioactividad
Aplicaciones tecnológicas de la
emisión electrónica de los átomos.
(Ver sugerencias didácticas)
Características de la clasificación
periódica moderna de los elementos.
2.1.1 Tabla periódica larga y Tabla
cuántica.
2.2
2.3
3
Enlace Químico
3.1
3.2
3.3
3.4
Propiedades atómicas y su variación
periódica.
2.2.1 Carga nuclear efectiva.
2.2.2 Radio atómico, radio covalente,
radio iónico.
2.2.3 Energía de ionización.
2.2.4 Afinidad electrónica.
2.2.5 Número de oxidación.
2.2.6 Electronegatividad.
Aplicación: Impacto económico o
ambiental de algunos elementos.
2.3.1 Abundancia de los elementos
en la naturaleza.
2.3.2 Elementos de importancia
económica.
2.3.3 Elementos contaminantes.
Introducción.
3.1.1 Concepto de enlace químico.
3.1.2 Clasificación de los enlaces
químicos.
3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de
la Regla del Octeto.
Enlace Covalente.
3.2.1 Teorías para explicar el enlace
covalente y sus alcances.
3.2.1.1 Teorías del Enlace de
Valencia.
3.2.1.2 Hibridación y
Geometría molecular.
3.2.1.3 Teoría del Orbital
Molecular.
Enlace iónico.
3.3.1 Formación y propiedades de
los compuestos iónicos.
3.3.2 Redes cristalinas.
3.3.2.1 Estructura.
3.3.2.2 Energía reticular.
Enlace metálico.
3.4.1 Teoría de las bandas. Teoría
para explicar el enlace y
propiedades (conductividad) de
un arreglo infinito de átomos
de un elemento en un cristal.
3.4.2 Clasificación de los sólidos en
base a su conductividad
eléctrica: aislante, conductor,
semiconductor.
3.5
Fuerzas intermoleculares y su
influencia en las propiedades físicas.
3.5.1 Van der Waals.
3.5.2 Dipolo-dipolo.
3.5.3 Puente de hidrógeno.
3.5.4 Electrostáticas.
Aplicaciones:
4
Los Compuestos
Químicos
4.1
4.2
4.3
5
Estequimetría
5.1
5.2
5.3
Clasificación y Nomenclatura de los
Compuestos Inorgánicos.
4.1.1 Óxidos
4.1.2 Hidróxidos
4.1.3 Hidruros
4.1.4 Ácidos
4.1.5 Sales
Reacciones químicas de los
compuestos inorgánicos de:
4.2.1 combinación.
4.2.2 descomposición.
4.2.3 sustitución (Simple y doble)
4.2.4 neutralización.
4.2.5 óxido-reducción.
Impacto económico y ambiental de
los compuestos químicos orgánicos
e inorgánicos.
4.3.1 Aplicaciones de las reacciones
químicas en procesos
industriales, de control de
contaminación ambiental, etc.)
Conceptos de estequiometría
5.1.1 Conceptos de elemento,
compuestos y mezclas.
5.1.2 Número de Avogadro, átomogramo, mol-gramo, volumengramo-molecular.
5.1.3 Leyes estequiométricas.
Balanceo de reacciones químicas
método oxido reducción , ion-electrón
Cálculos estequiométricos con
reacciones químicas
5.3.1 Reacción oxido reducción en
electroquímica
5.3.2 Fuerza electromotriz (fem) en
una celda electroquímica
5.3.3 Calculo de la fem y potenciales
de oxido reducción
5.3.4 Electro deposito (calculo de
electro deposito)
5.3.5 Aplicaciones de electroquímica
en electrónica.
1.1.El átomo y sus partículas subatómicas.
1.1.1.Rayos Catódicos y Rayos anódicos
Corriente de electrones emitidos desde el electrodo negativo (el cátodo) de un
tubo en vacío. Los rayos catódicos fueron observados por vez primera a mediados
del siglo XIX. Ciertos avances tecnológicos hicieron posible entonces realizar
experimentos de descargas eléctricas utilizando tubos de vidrio, en cuyo interior se
habían electrodos metálicos en un alto vacío. Durante dichos experimentos se
observó la aparición de un resplandor verdoso en la pared opuesta al electrodo
negativo, que Faraday había bautizado como cátodo. El alemán Eugen Goldstein
sugirió que la radiación verdosa era debida a ciertos rayos que emanaban del
cátodo, por lo que los denominó rayos catódicos.
Muy pronto se puso de manifiesto que los rayos catódicos no eran una forma de
radiación electromagnética. Crookes demostró que los rayos estaban compuestos
por partículas dotadas de carga eléctrica, ya que podían ser desviados por un
imán, y poco después Joseph J. Thomson demostró que una carga eléctrica
tenía el mismo efecto. Sus experimentos demostraron finalmente que los rayos
catódicos estaban compuestos por partículas de masa muy pequeña cargadas
negativamente, que fueron bautizadas como electrones.
1.2. Base experimental de la teoría cuántica.
1.2.1. Teoría ondulatoria de la luz
Huygens, en la misma época, propone que la luz es una onda basándose en las
observaciones siguientes:



La masa de los cuerpos que emiten luz no cambia.
La propagación rectilínea y la reflexión se pueden explicar ondulatoriamente
La refracción es un fenómeno típico de las ondas.
No obstante quedaban cosas sin explicar:

No se encontraba una explicación para la propagación de la luz en el vacío,
ya que se pensaba que todas las ondas necesitaban un medio material
para propagarse.

No se habían observado en la luz los fenómenos de interferencia y de
difracción que ya se conocían para las ondas.
1.2.2. Radiación del cuerpo negro y teoría de Planck.
Propiedades de la superficie de un cuerpo
Sobre la superficie de un cuerpo incide constantemente energía radiante, tanto
desde el interior como desde el exterior, la que incide desde el exterior procede de
los objetos que rodean al cuerpo. Cuando la energía radiante incide sobre la
superficie una parte se refleja y la otra parte se transmite.
Consideremos la energía
radiante que incide desde el
exterior sobre la superficie del
cuerpo. Si la superficie es lisa y
pulimentada, como la de un
espejo, la mayor parte de la
energía incidente se refleja, el
resto atraviesa la superficie del
cuerpo y es absorbido por sus
átomos o moléculas.
Si r es la proporción de energía
radiante que se refleja, y a la
proporción que se absorbe, se
debe de cumplir que r+a=1.
La misma proporción r de la
energía radiante que incide
desde el interior se refleja hacia
dentro, y se transmite la
proporción a=1-r que se
propaga hacia afuera y se
denomina por tanto, energía
radiante emitida por la
superficie.
En la figura, se muestra el
comportamiento de la superficie
de un cuerpo que refleja una
pequeña parte de la energía
incidente. Las anchuras de las
distintas bandas corresponden
a cantidades relativas de
energía radiante incidente,
reflejada y transmitida a través
de la superficie.
Comparando ambas figuras, vemos que un buen absorbedor de radiación es un
buen emisor, y un mal absorbedor es un mal emisor. También podemos decir, que
un buen reflector es un mal emisor, y un mal reflector es un buen emisor.
Una aplicación práctica está en los termos utilizados para mantener la temperatura
de los líquidos como el café. Un termo tiene dobles paredes de vidrio, habiéndose
vaciado de aire el espacio entre dichas paredes para evitar las pérdidas por
conducción y convección. Para reducir las pérdidas por radiación, se cubren las
paredes con una lámina de plata que es altamente reflectante y por tanto, mal
emisor y mal absorbedor de radiación.
El cuerpo negro
La superficie de un cuerpo negro es
un caso límite, en el que toda la
energía incidente desde el exterior es
absorbida, y toda la energía incidente
desde el interior es emitida.
No existe en la naturaleza un cuerpo negro, incluso el negro de humo refleja el 1%
de la energía incidente.
Sin embargo, un cuerpo negro se puede sustituir con
gran aproximación por una cavidad con una
pequeña abertura. La energía radiante incidente a
través de la abertura, es absorbida por las paredes
en múltiples reflexiones y solamente una mínima
proporción escapa (se refleja) a través de la
abertura. Podemos por tanto decir, que toda la
energía incidente es absorbida.
La radiación del cuerpo negro
Consideremos una cavidad cuyas paredes están a una cierta temperatura. Los
átomos que componen las paredes están emitiendo radiación electromagnética y
al mismo tiempo absorben la radiación emitida por otros átomos de las paredes.
Cuando la radiación encerrada dentro de la cavidad alcanza el equilibrio con los
átomos de las paredes, la cantidad de energía que emiten los átomos en la unidad
de tiempo es igual a la que absorben. En consecuencia, la densidad de energía
del campo electromagnético existente en la cavidad es constante.
A cada frecuencia corresponde una densidad de energía que depende
solamente de la temperatura de las paredes y es independiente del material
del que están hechas.
Si se abre un pequeño agujero en el recipiente,
parte de la radiación se escapa y se puede
analizar. El agujero se ve muy brillante cuando el
cuerpo está a alta temperatura, y se ve
completamente negro a bajas temperaturas.
Históricamente, el nacimiento de la Mecánica Cuántica, se sitúa en el momento en
el que Max Panck explica el mecanismo que hace que los átomos radiantes
produzcan la distribución de energía observada. Max Planck sugirió en 1900 que
1. La radiación dentro de la cavidad está en equilibrio con los átomos de las
paredes que se comportan como osciladores armónicos de frecuencia dada
f.
2. Cada oscilador puede absorber o emitir energía de la radiación en una
cantidad proporcional a f. Cuando un oscilador absorbe o emite radiación
electromagnética, su energía aumenta o disminuye en una cantidad hf .
La segunda hipótesis de Planck, establece que la energía de los osciladores está
cuantizada. La energía de un oscilador de frecuencia f sólo puede tener ciertos
valores que son 0, hf , 2hf ,3hf ....nhf .
La distribución espectral de radiación es continua y tiene un máximo dependiente
de la temperatura. La distribución espectral se puede expresar en términos de la
longitud de onda o de la frecuencia de la radiación.
dEf /df es la densidad de energía por unidad de frecuencia para la frecuencia f de
la radiación contenida en una cavidad a la temperatura absoluta T. Su unidad es
(J·m-3)·s.
donde k es la constante de Boltzmann cuyo valor es k=1.3805·10-23 J/K.
dEl /dl es la densidad de energía por unidad de longitud de onda para la longitud
de onda l de la radiación contenida en una cavidad a la temperatura absoluta T.
Su unidad es (J·m-3)·m-1.
teoría de Planck
Max Karl Ernst Ludwig Planck nació el 23 abril de 1858, en
Kiel, Schleswig-Holstein, Alemania y falleció el 4 de octubre
de 1947, en Göttingen. Fue premiado con el Nobel y
considerado el creador de la teoría cuántica. Albert Einstein
dijo: "Era un hombre a quien le fue dado aportar al mundo una
gran idea creadora". De esa idea creadora nació la física
moderna.
Planck estudió en las universidades de Munich y Berlín. Fue
nombrado profesor de física en la Universidad de Kiel en
1885, y desde 1889 hasta 1928 ocupó el mismo cargo en la Universidad de Berlín.
En 1900 Planck formuló que la energía se radia en unidades pequeñas separadas
denominadas
cuantos.
Avanzando en el desarrollo de esta teoría, descubrió una constante de naturaleza
universal que se conoce como la constante de Planck. La ley de Planck establece
que la energía de cada cuanto es igual a la frecuencia de la radiación multiplicada
por la constante universal. Sus descubrimientos, sin embargo, no invalidaron la
teoría de que la radiación se propagaba por ondas. Los físicos en la actualidad
creen que la radiación electromagnética combina las propiedades de las ondas y
de
las
partículas.
Los descubrimientos de Planck, que fueron verificados posteriormente por otros
científicos, fueron el nacimiento de un campo totalmente nuevo de la física,
conocido como mecánica cuántica y proporcionaron los cimientos para la
investigación en campos como el de la energía atómica. Reconoció en 1905 la
importancia de las ideas sobre la cuantificación de la radiación electromagnética
expuestas por Albert Einstein, con quien colaboró a lo largo de su carrera.
El propio Planck nunca avanzó una interpretación significativa de sus quantums.
En 1905 Einstein, basándose en el trabajo de Planck, publicó su teoría sobre el
fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico. Dados los cálculos de Planck,
Einstein demostró que las partículas cargadas absorbían y emitían energías en
cuantos finitos que eran proporcionales a la frecuencia de la luz o radiación. En
1930, los principios cuánticos formarían los fundamentos de la nueva física.
1.2.3. EL EFECTO FOTOELECTRICO.
El efecto Fotoeléctrico se basa en la emisión de electrones desde una superficie,
por la acción de la luz. Una envoltura de vidrio encierra al aparato en un espacio al
vacío, la luz incidente, que es monocromática penetra a través de una ventana de
cuarzo, incide sobre la placa de metal "A" y libera electrones, denominados foto
electrones. Los cuales si es que son atraídos a la capa de metal "B" mediante una
diferencia de potencial "V" aplicada entre "A y B", se podrán detectar como una
corriente. El amperímetro "G" sirve para medir esta corriente fotoeléctrica.
corriente fotoeléctrica.
Se entiende como potencial de frenamiento "Vo". El potencial para el cual la
corriente fotoeléctrica se hace cero. "Kmax" es la energía cinética de los foto
electrones más rápidos, débilmente ligados al núcleo. Dada por:
La frecuencia de corte , es la frecuencia por debajo de la cual no ocurre el efecto
fotoeléctrico.
RESULTADOS DE LA TEORIA CUANTICA DE EINSTEIN DEL EFECTO
FOTOELECTRICO.
Planck sostenía que la energía electromagnética una vez radiada se esparcía en
el espacio de la misma manera que las ondas de agua se propagan en ella.
Einstein propuso que la energía radiante estaba cuantizada en paquetes
concentrados a los cuales llamó fotones. De acuerdo a Einstein, si se consideraba
la teoría de Planck, la energía contenida en las ondas electromagnéticas de
frecuencia , sólo podía ser . El proceso de ir de un estado de energía a un
estado de energía implicaba que la fuente debería emitir pulsos de energía
electromagnética discretos, con contenido energético . El paquete de energía está
localizado inicialmente en un volumen de espacio pequeño y se mueve
apartándose de la fuente con la velocidad de la luz "C". La cantidad de energía "E"
del paquete o fotón está relacionada con su frecuencia , mediante la ecuación:
Durante el proceso fotoeléctrico un fotón es completamente absorbido por un
electrón del foto catodo.
ENERGIA CINETICA CUANDO SE EMITE UN ELECTRON DESDE LA
SUPERFICIE DEL METAL.
El trabajo "W" es necesario para superar tanto los campos de atracción de los
átomos de la superficie, como las pérdidas de energía cinética, debidas a las
colisiones internas del electrón. Kmax es la energía cinética de los electrones más
débilmente ligados al núcleo.
"Wo" es la función trabajo definida como la energía mínima necesaria para que el
electrón pase a través de la superficie del metal y escape de las fuerzas de
atracción que normalmente fijan el electrón al metal. Se dice que un fotón de
frecuencia , tiene justamente la energía suficiente para extraer los foto electrones,
por lo tanto a la frecuencia , Kmax es cero, se denomina la frecuencia de corte.
Si la frecuencia se reduce por debajo de , los foto electrones individuales, sin
importar cuantos haya o bien sin importar la intensidad de la luz, no tendrán
individualmente energía suficiente para extraer foto electrones.
RELACION ENTRE EL POTENCIAL DE FRENAMIENTO Vo Y LA
FRECUENCIA
1.2.4. Espectros de emisión y series espectrales.
Cuando hacemos pasar la luz a través de un prisma óptico se produce el efecto
llamado dispersión que consiste en la separación de las distintas longitudes de
onda que forman el rayo incidente.
La luz blanca produce al descomponerla lo que llamamos un espectro continuo,
que contiene el conjunto de colores que corresponde a la gama de longitudes de
onda que la integran.
Sin embargo, los elementos químicos en estado gaseoso y sometidos a
temperaturas elevadas producen espectros discontinuos en los que se aprecia un
conjunto de líneas que corresponden a emisiones de sólo algunas longitudes de
onda. El siguiente gráfico muestra el espectro de emisión del sodio:
El conjunto de líneas espectrales que se obtiene para un elemento concreto es
siempre el mismo, incluso si el elemento forma parte de un compuesto complejo y
cada elemento produce su propio espectro diferente al de cualquier otro elemento.
Esto significa que cada elemento tiene su propia firma espectral.
Si hacemos pasar la luz blanca por una sustancia antes de atravesar el prisma
sólo pasarán aquellas longitudes de onda que no hayan sido absorbidas por dicha
sustancia y obtendremos el espectro de absorción de dicha sustancia. El gráfico
siguiente muestra el espectro de absorción del sodio:
Observa que el sodio absorbe las mismas longitudes de onda que es capaz de
emitir.
La regularidad encontrada en los espectros discontinuos supone un apoyo muy
importante para comprender la estructura de los átomos.
Las técnicas espectroscópicas se empezaron a utilizar en el siglo XIX y no
tardaron en dar sus primeros frutos. Así en 1868 el astrónomo francés P.J.C.
Janssen se trasladó a la India con el objeto de observar un eclipse de sol y utilizar
el espectroscopio, desarrollado ocho años antes, para hacer un estudio de la
cromosfera solar.
Como resultado de sus observaciones anunció que había detectado una nueva
línea espectroscópica, de tono amarillo, que no pertenecía a ninguno de los
elementos conocidos hasta ese momento. En el mismo año, el químico Frankland
y el astrónomo Lockyer dedujeron que la citada línea correspondía a un nuevo
elemento al que llamaron Helio (del griego helios que significa Sol) por
encontrarse en el espectro solar.
Durante más de veinticinco años se pensó que el helio sólo existía en el Sol, hasta
que, en 1895 W. Ramsay lo descubriera en nuestro planeta.
1.4. Teoría cuántica
1.4.1. Principio de dualidad. Postulado de De Broglie.
Se llama “principio de dualidad” a una serie de analogías y semejanzas que
vamos a ver a continuación, y que nos permitirán el cambio entre los circuitos de
movilidad e impedancia:

Los lemas de Kirchoff de nudos y mallas son, en cuanto a su enunciado,
prácticamente idénticos si se sustituyen las palabras malla por nudo y
corriente por tensión.

La asociación de resistencias en serie se realiza igual que la asociación de
conductancias en paralelo y viceversa. Lo mismo ocurre con la asociación
de condensadores en serie o paralelo y bobinas en paralelo o serie,
respectivamente.

Las expresiones instantáneas de la variación de la tensión en bornas de un
condensador © y la corriente a través de una bobina (L) son idénticas si
cambiamos capacidad © por autoinducción (L) y corriente por tensión:

Los métodos de análisis por mallas y por nudos, son totalmente análogos
en su aplicación si se sustituye malla por nudo, generador de corriente por
generador de tensión, tensión de malla por corriente de nudo, etc.
Louis de Broglie, era un aristócrata francés que ganó el premio Nobel de Física
de 1929 por una tesis doctoral que elucidaba las propiedades ondulatorias de los
orbitantes electrones. Se trató de un trabajo que ayudó a resolver una antigua
paradoja al mostrar que los electrones pueden ser descritos ya sea como
partículas o como ondas, según las circunstancias.
El punto de partida que tuvo de De Broglie para desarrollar su tesis fue la
inquietante dualidad en el comportamiento de la luz, que en ciertos fenómenos se
manifiesta como onda, en otros como partícula. Este desconcertante aspecto
doble de la luz, estrechamente vinculado con la existencia misma de los cuantos,
le sugirió la pregunta de si no podía esperarse hallar una dualidad del mismo
orden en los movimientos del electrón, en el átomo regido por el cuanto.
Cuando de Broglie publicó sus ideas, en 1923, jamás –al menos hasta entonces–
el electrón había manifestado características ondulatorias análogas a las de la luz;
no obstante, a pesar de ello, había dos indicios que parecían apoyar, en los
razonamientos de De Broglie, la idea de ese paralelismo. Hay una analogía,
conocida desde Jacobi y Hamilton, entre las trayectorias posibles de las partículas,
concebida según la dinámica clásica, y los rayos de propagación de ondas,
estudiados por la geometría óptica. Y esta profunda analogía se establece por
intermedio de la «acción», es decir, precisamente por la magnitud física cuyas
dimensiones son las del cuanto de Planck. Parecía que en esta conexión había un
indicio de que el cuanto forma el vínculo, enigmático y oculto, entre los dos
aspectos complementarios: la naturaleza granular y ondulatoria de las partículas
de la materia. Ese paralelismo fue el que motivó a de Broglie a embrionar los
inicios que dieron paso a la mecánica ondulatoria. Pero también había algo más
que influyó en ese embrionage. En efecto, las órbitas estables del electrón, en el
átomo, están caracterizadas por números enteros. Ahora bien, la intervención de
números enteros es insólita en la dinámica clásica de las partículas, mientras es
intrínseca a la teoría de los fenómenos ondulatorios: un motivo más que sugería
admitir una estrecha conexión, ajena a la antigua mecánica newtoniana, entre
partículas y ondas, e hizo sospechar que al movimiento de las partículas subyace
tal vez una propagación ondulatoria.
1.4.2. Principio de incertidumbre de
eisenberg.
Principio de incertidumbre, en mecánica cuántica, principio que afirma que es
imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal
de una partícula, por ejemplo, un electrón. El principio, también conocido como
principio de indeterminación, afirma igualmente que si se determina con mayor
precisión una de las cantidades se perderá precisión en la medida de la otra, y que
el producto de ambas incertidumbres nunca puede ser menor que la constante de
Planck, llamada así en honor del físico alemán Max Planck. La incertidumbre es
muy pequeña, y resulta despreciable en mecánica clásica. En cambio, en la
mecánica cuántica las predicciones precisas de la mecánica clásica se ven
sustituidas por cálculos de probabilidades.
El principio de incertidumbre fue formulado en 1927 por el físico alemán Werner
Heisenberg y tuvo una gran importancia para el desarrollo de la mecánica
cuántica. Las implicaciones filosóficas de la indeterminación crearon una fuerte
corriente de misticismo entre algunos científicos, que interpretaron que el concepto
derribaba la idea tradicional de causa y efecto. Otros, entre ellos Albert Einstein,
consideraban que la incertidumbre asociada a la observación no contradice la
existencia de leyes que gobiernen el comportamiento de las partículas, ni la
capacidad de los científicos para descubrir dichas leyes.
Entre los años 1925 y 1930, muchos piensan que fue la época de los
triunfales logros de la era heroica de la física teórica. Durante esos años se
formuló la teoría cuántica, poniendo orden en las aparentemente
paradójicas propiedades de los átomos, los electrones y la radiación. Todos
los científicos, tanto cosmólogos como biólogos, seguramente estarán de
acuerdo en que la mecánica cuántica supera cualquier otro avance
conceptual por la amplitud de sus implicaciones científicas, y por las
derivaciones «antiintuitivas» que aporta a nuestra visión de la naturaleza; el
microcosmos es definitivamente tan extraño como el cosmos. Pero la teoría
cuántica no es la obra de ningún «Einstein»; sino la de un brillante grupo de
investigadores, siendo uno de los destacados entre ellos, Erwin
Schrödinger.
En 1924, un teórico francés, Louis de Broglie, sugirió que los electrones
dentro de los átomos podían ser descritos no sólo como partículas, como lo
había planteado Niels Bohr algunos años antes, sino también como ondas.
Schrödinger, dos años después, elaboró ese concepto y le dio el andamiaje
matemático al descubrir la ecuación que lleva su nombre. Argumentó que
los electrones no eran objetos que orbitaran el núcleo, sino que más bien,
de alguna forma, se transformaban en ondas. Eliminando el electrón como
partícula, Schrödinger afirmó que los cambios en la emisión de energía
eran causados no por los saltos orbitales de los electrones, como había
dicho Bohr, sino por cambios de un tipo de esquema y frecuencia de onda a
otro. Muchos físicos abrazaron esta teoría de la mecánica ondulatoria,
puesto que era considerablemente más fácil de visualizar. También
implicaba unas matemáticas mucho menos complicadas que las requeridas
por el enfoque de la matriz de Werner Heisenberg. .
Con el avenimiento de la mecánica cuántica en 1927, se articularon la
hipótesis de Louis de Broglie y el principio de indeterminación de
Heisenberg. Ahora, para aplicar el carácter ondulatorio del electrón, se
define una función de ondas, , y utilizando la ecuación de ondas de
Schrödinger, que matemáticamente es una ecuación diferencial de segundo
grado, es decir, una ecuación en la cual intervienen derivadas segundas de
la función :
Al resolver la ecuación diferencial, se obtiene que la función depende de
una serie de parámetros, que se corresponden con los números cuánticos,
tal y como se define en el modelo atómico de Böhr. La ecuación sólo se
plasmará cuando esos parámetros tomen determinados valores permitidos
(los mismos valores que se indicaron para el modelo de Böhr).
1.4.3.1. Significado físico de la función de onda 2.
Aunque la ecuación no tiene en sí significado físico el valor de la función de onda
al cuadrado ( 2) representa la distribución de probabilidad de encontrar al electrón
en cierta región del espacio, también denominado densidad electrónica.
La ecuación de Schrodinger inició una nueva era para la física y la química, y abrió
un nuevo campo: él de la mecánica cuántica también conocido como mecánica
ondulatoria).
1.4.3.2. Números cuánticos y orbitales atómicos
Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en el modelo
de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un
electrón con cierto nivel de energía. Así para un electrón en el estado fundamental
la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la
intensidad del color rojo indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en
esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica.
De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de
funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los
diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos.
La figura anterior representa el orbital de mínima energía del átomo de hidrógeno
con -2.18 x 1018 J (la misma que tenía la órbita más cercana al núcleo del modelo
de Bohr). Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico(n) para
definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para
describir un orbital: n, l y ml . A continuación vemos las características de estos
números:
Número cuántico principal “n”



Toma valores enteros: 1,2,3...
A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor densidad
electrónica.
A mayor n el electrón tiene mayor energía y se encuentra menos “atado” al
núcleo.
Número cuántico del momento angular ó azimutal “


”:
Depende de “n” y toma valores enteros de 0 a (n-1) . Así para n=1 sólo hay
un valor posible 0. Para n=2 hay dos valores de l: 0 y 1. Para n=3 hay tres
valores posibles: 0, 1 y 2.
Generalmente el valor de se representa por una letra en vez de por su
valor numérico:
nombre del
0
s
1
p
2
d
3
f
4
g
5
h
orbital

Definen la forma del orbital
El número cuántico magnético “ml”


El valor del número cuántico magnético depende de . Toma valores
enteros entre - y , incluyendo al 0. Para cierto valor hay (2 +1)
valores de ml
Describe la orientación del orbital en el espacio.
Veamos los diferentes orbitales que podemos tener para n=3. Tendremos
entonces tres valores de : 0,1 y 2. Los valores de ml para cada valor de l se
compilan en la tabla siguiente: (los orbitales que comparten los valores de n y
se dicen que pertenecen al mismo subnivel y todos los orbitales con el mismo n
formarían un nivel)
ml
Subnivel
(define la forma)

(define
orientación)
Nº de orbitales
en el subnivel
0
3s
0
1
1
3p
-1,0,1
3
2
3d
-2,-1,0,1,2
5
Para el hidrógeno todos los orbitales del mismo nivel tienen la misma
energía, como podemos ver en el gráfico adjunto:


En condiciones normales todos los átomos de hidrógeno están en su
estado fundamental (El electrón en el orbital 1s)
El electrón puede pasar a un estado excitado mediante la absorción de un
fotón con el nº apropiado de cuantos de energía.
Representaciones de los Orbitales
Orbitales s
El orbital 1s tienen simetría esférica:
Representado 2 frente a la distancia al núcleo (r) vemos que la probabilidad de
encontrar al electrón disminuye conforme aumenta r . Esto indica que en el estado
fundamental la atracción electrostática del núcleo es lo suficientemente fuerte para
mantener al electrón en un radio próximo al núcleo.
Los orbitales s de niveles superiores son también esféricamente simétricos ,pero
presentan nodos en la función de probabilidad:



En un n nodo la densidad electrónica se aproxima a 0. El orbital 2s tiene un
nodo, el orbital 3s dos nodos..etc
Los orbitales s para n>1 (estados excitados) tienen una densidad
electrónica en la cual es más probable encontrar al electrón lejos del
núcleo.
El tamaño del orbital s aumenta al aumentar el número cuántico
principal (n).
Generalmente se representan los límites de los orbitales atómicos de Schrödinger
de manera que el orbital englobe al 90% de la distribución de densidad
electrónica. En el caso de los orbitales s la representación es una esfera, de
mayor radio cuánto mayor sea n..
Orbitales p



La forma de los orbitales p es de dos lóbulos situados en lados opuestos al
núcleo y con un nodo en él.
Hay tres tipos de orbitales p (
; ml= -1,0,1) que difieren en su
orientación. No hay una correlación simple entre los tres números cuánticos
magnéticos y las tres orientaciones: las direcciones x, y y z. Los orbitales p
del nivel n se denominan npx, npy, npz
Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el
número cuántico principal.
Orbitales d
En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos (para n>3 l =2; ml=-2,-1,0,1,2)
con diferentes orientaciones sen el espacio tal y como vemos en la figura :
Aunque el orbital 3dz2 difiere en su forma de los otros cuatro, los cinco orbitales d
tienen todos la misma energía.
Otros orbitales de mayor energía
Para n>4 tendremos 7 orbitales f ( =3 y ml=-3,-2,-1,0,1,2,3) . Los orbitales f son
importantes para comprender el comportamiento de los elementos con número
atómico mayor a 57.
Para valores de >4 tenemos los orbitales g y subsiguientes (a partir de f sigue el
orden alfabético de las consonantes). En química general nos bastará con los
orbitales s, p y d para comprender las propiedades de los elementos.
Las energías de los orbitales atómicos
En el modelo de Bohr la energía de un electrón dependía únicamente del número
cuántico principal. Lo mismo ocurre en la descripción de los orbitales atómicos en
mecánica cuántica para el átomo de hidrógeno.
Para átomos con más de un electrón (polielectrónicos) los orbitales atómicos
tienen la misma forma que los orbitales del átomo de hidrógeno, pero la presencia
de más de un electrón afecta a los niveles de energía de los orbitales (debido a la
repulsión entre dos electrones).
Así por ejemplo el orbital 2s tienen un valor de energía menor que los orbitales 2p
para átomos con más de un electrón:
Efecto pantalla en átomos polielectrónicos
En un átomo polielectrónico cada electrón es simultáneamente:
atraído por los protones del núcleo
repelido por los otros electrones
Cualquier densidad electrónica presente entre el núcleo y el electrón reducirá la
atracción que “siente” el electrón por parte del núcleo. A la carga neta positiva que
atrae al electrón se le denomina carga nuclear efectiva.
La carga nuclear efectiva, (Zeff) es igual al número de protones en el núcleo(Z ó
número atómico) menos el promedio de electrones entre el electrón en
cuestión y el núcleo (S) :
La carga positiva que es sentida por los electrones más externos de un átomo es
siempre menor que la carga nuclear real, debido a que los electrones internos
apantallan dicha carga
La extensión del apantallamiento de un electrón por parte de los electrones más
internos dependerá de la distribución de los electrones alrededor del núcleo
Si nos basamos en la forma de los orbitales la probabilidad de estar cerca del
núcleo según el tipo de orbital será:
Así por ejemplo para los electrones del nivel 3 los que estén en el orbital 3s
experimentarán un apantallamiento menor y los que estén en un orbital 3d
experimentarán el mayor apantallamiento. Por ello la carga efectiva de los
electrones 3s será mayor que la de los electrones 3d.
En un átomo polielectrónico para un número cuántico dado (n) la carga
efectiva, Zeff, disminuye al aumentar
Como la anergía del electrón depende de la carga efectiva los electrones con
mayor carga efectiva ,los del orbital 3s, tendrán menor energía que los electrones
del orbital 3d.
En un átomo polielectrónico para un número cuántico dado (n) el nivel de
energía del orbital aumenta al aumentar
Nota: todos los orbitales de un subnivel tienen la misma energía.
1.5.1. Principio de Aufbau o de construcción.
Para escribir las configuraciones electrónicas utilizaremos el principio aufbau.
Aufbau es una palabra alemana que significa "construcción progresiva";
utilizaremos este método para asignar las configuraciones electrónicas a los
elementos por orden de su número atómico creciente. Veamos por ejemplo como
sería la configuración electrónica para Z=11-18, es decir, desde Na hasta el Ar:
Cada uno de estos elementos tiene las subcapas 1s, 2s y 2p llenas. Como la
configuración
1s22s22p6
corresponde
a
la
del
neón,
la
denominamos
"configuración interna del neón" y la representamos con el símbolo químico del
neón entre corchetes, es decir, [Ne]. Los electrones que se situan en la capa
electrónica del número cuántico principal más alto, los más exteriores, se
denominan electrones de valencia. La configuración electrónica del Na se
escribe en la forma denominada "configuración electrónica abreviada interna del
gas noble" de la siguiente manera:
Na: [Ne]3s1 (consta de [Ne] para la configuración interna del gas noble y 3s 1 para
la configuración del electrón de valencia.
de manera análoga, podemos escribir la configuración electrónica para Mg, Al, Si,
P....
Mg: [Ne]3s2
Al: [Ne]3s23p1
Si: [Ne]3s23p2
P: [Ne]3s23p3
S: [Ne]3s23p4
Cl: [Ne]3s23p5
Ar: [Ne]3s23p6
1.5.2. Principio de exclusión de Pauli.
Los experimentos con los espectros de emisión de los átomos de sodio e
hidrógeno indican que las líneas del espectro se pueden separar por la aplicación
de un campo magnético externo obteniéndose para cada línea dos muy próximas.
Este efecto duplica los niveles de energía que se le suponen al átomo.
Se considero entonces que los electrones actúan como pequeños imanes en un
campo magnético debido a que giran sobre su propio eje. Ya que un electrón
puede girar en dos sentidos (como las agujas del reloj ó en el sentido contrario a
las agujas del reloj), se introdujo un cuarto número cuántico, conocido como
número cuántico de espín electrónico, ms, que toma dos valores: +
ó-
.
Uhlenbeck y Goudsmit en 1924 aportaron pruebas concluyentes del espín
electrónico mediante un experimento en el que lo electrones de átomos gaseosos
se desdoblaban en dos sentidos opuestos al ser desviados por la interacción con
un campo magnético.
El principio de exclusión de Pauli establece que dos electrones en un átomo
no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos (n, l, ml y ms)
Como en un orbital atómico los valores de n, l y m están fijados sólo podrán
contener electrones que difieran en el valor de ms. Ya que el número cuántico de
espín sólo puede tomar dos valores (+1/2 y-1/2) , un orbital atómico podrá estar
ocupado como mucho por dos electrones que tengan valores de ms
opuestos.
1.5.2. Principio de exclusión de Pauli
En 1925, el físico cuántico Wolfgang Pauli descubrió el «principío de
exclusíón», según el cual los electrones (que son pequeñas partículas
cargadas eléctricamente que pululan alrededor del núcleo atómico) no
pueden solaparse uno sobre otro, se excluyen mutuamente, y si se intenta
presionar a dos electrones en la misma órbita para que se unan, se repelen.
Esta fuerza de repulsión no se debe al hecho de que las cargas eléctricas
correspondientes de los electrones se repelan, sino que se trata de una
fuerza de repulsión completamente nueva, mucho más fuerte que la
electromagnética. Esta nueva fuerza, llamada «fuerza de intercambio» sólo
puede comprenderse basándose en la teoría cuántica y no existe nada
análogo a ella en la física clásica. Su existencia al nivel atómico es lo que
impide que se colapsen las nubes electrónicas que rodean los núcleos
atómicos.
Si imaginamos un gas de electrones e imaginamos luego que aplicamos
una presión sobre dicho gas, la fuerza de intercambio repelente entre los
electrones individuales creará una «presión de Fermi» opuesta que, en
principio, no resistirá a la aplicada. Hay que presionar intensamente un gas
para percibir esta presión de resistencia de Fermi. Sólo actúa cuando los
electrones se acercan tanto que sus ondas asociadas comienzan a
solaparse. Uno de los ejemplos sobre esas condiciones se da en el interior
de las estrellas.
En física cuántica, el principio de
exclusión de Pauli es, para los
científicos de la especialidad, una
regla que establece que dos
partículas en el mismo estado
(idéntico espín, carga de color,
momento angular, etc.) no pueden
existir en el mismo lugar y al mismo
tiempo.
Aplicando esta regla, los físicos han
logrado una importante distinción en
la categoría de las partículas:
partículas que están sujetas a la
exclusión de Pauli – los fermiones–
y partículas que no sometidas a ello
–los bosones–.
En física cuántica, la carga de
colores de las partículas no
tiene relación con los colores
de la luz visible.
Se trata de un simple medio
de convertibilidad.
En resumen, se trata de un principio que establece que dos partículas
similares no pueden existir en el mismo estado, es decir, que no pueden
tener ambas la misma posición y la misma velocidad, dentro de los límites
fijados por el principio de incertidumbre.
Por otra parte, a través del principio de exclusión se puede explicar por qué
las partículas materiales no colapsan en un estado de casi extrema
densidad, bajo la influencia de las fuerzas producidas por las partículas de
espín 1, 1½ y 2 : si las partículas materiales están casi en la misma
posición, deben tener entonces velocidades diferentes, lo que significa que
no estarán en la misma posición durante mucho tiempo.
1.5.2. Principio de máxima multiplicidad de Hund
Si dos o más electrones de un mismo átomo tienen los mismos valores en
sus números cuánticos principales ( n ) y en sus números cuánticos
secundarios ( l ) , entonces tendrán iguales valores de spin ( s ) siempre y
cuando no se trasgreda el principio de exclusión.
1.5.3. Configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la
clasificación periódica
En la tabla periódica siguiente se indica la configuración electrónica de los
elementos químicos. Se han resaltado (en negrita) los elementos químicos que
presentan configuraciones electrónicas distintas de las esperadas en función de
las reglas de llenado de los orbitales. Para cada elemento se indica únicamente la
configuración electrónica del último nivel.
Grupo
1
2
Periodo
1
H
1s
1
2
Li Be
2s
1 2
2p
3
Na Mg
3s
1 2
3p
4
K Ca
4s
1 2
3d
4p
5
Rb Sr
5s
1 2
4d
5p
6
Cs Ba *
6s
1 2
4f
5d
6p
7
Fr Ra **
7s
1 2
5f
6d
7p
3
4 5
6
7
8
9
10
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni
2 2 2 1 2 2 2 2
1 2 3 5 5 6 7 8
11
12
Cu Zn
1
2
10 10
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
2 2 1 1 2 1 2 0
1
2
1 2 4 5 5 7 7 10 10 10
Lu
2
14
1
Hf
2
14
2
Ta
2
14
3
W
2
14
4
Re
2
14
5
Os
2
14
6
Ir Pt
2 2
14 14
7 8
Au Hg
2
2
14 14
9 10
Lr
2
14
1
Rf
2
14
2
Db
2
14
3
Sg
2
14
4
Bh
2
14
5
Hs
2
14
6
Mt Uun Uuu
2 2
2
14 14 14
7 8
9
*
6s
4f
5d
**
7s
La Ce Pr
2 2 2
2 3
1
Ac Th Pa
2 2 2
Uub
2
14
10
13
B
2
1
Al
2
1
Ga
2
10
1
In
2
10
1
Tl
2
14
10
1
Uut
2
14
10
1
14
C
2
2
Si
2
2
Ge
2
10
2
Sn
2
10
2
Pb
2
14
10
2
Uuq
2
14
10
2
15
N
2
3
P
2
3
As
2
10
3
Sb
2
10
3
Bi
2
14
10
3
Uup
2
14
10
3
16
O
2
4
S
2
4
Se
2
10
4
Te
2
10
4
Po
2
14
10
4
Uuh
2
14
10
4
17
F
2
5
Cl
2
5
Br
2
10
5
I
2
10
5
At
2
14
10
5
Uus
2
14
10
5
Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
2 2 2 2
2
2
2
2
2
2
2
4 5 6 7
7
9 10 11 12 13 14
1
U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
2 2 2 2
2
2
2
2
2
2
2
18 Grupo
He
2
Ne
2
6
Ar
2
6
Kr
2
10
6
Xe
2
10
6
Rn
2
14
10
6
Uuo
2
14
10
6
Periodo
1
1s
2
2s
2p
3
3s
3p
4
4s
3d
4p
5
5s
4d
5p
6
6s
4f
5d
6p
7
7s
5f
6d
7p
5f
6d 1 2
2
1
3
1
4
1
6
7
7
1
9
10
11
12
13
14
2.2. propiedades atómicas y su variación periódica
2.2.1. Carga nuclear efectiva.
Carga nuclear efectiva: los electrones que se encuentran más cercanos al núcleo
ejercen un efecto de apantallamiento de la carga positiva del núcleo; por esta
causa, los electrones más externos son atraídos por el núcleo con una fuerza
menor, la carga neta que afecta a un electrón se denomina carga nuclear efectiva
o Z el.
2.2.2. Radio atómico, radio covalente, radio iónico.
Radio atómico: si el átomo se considera una esfera, se puede determinar, en
forma experimental, la distancia que separa al electrón más externo del núcleo.
Dicha distancia se denomina un radio atómico o A.
Radio covalente: Es la mitad de la distancia entre dos átomos iguales que forman
un enlace covalente.
Radios iónicos: cuando los átomos neutros pierden o ganan electrones, se
transforman en iones: son cationes si pierden electrones y quedan con carga neta
positiva, o aniones, si ganan electrones y quedan con carga negativa
2.2.3. Energía de ionización
La energía, o potencial de ionización es la energía necesaria para separar un
electrón del átomo.
El potencial de ionización decrece al descender a lo largo de la tabla periódica y
aumentan hacia la izquierda, es decir, muestra la tendencia contraria al radio
atómico, dado que en los átomos pequeños, la atracción es grande, al igual que la
energía necesaria para extraer un electrón.
El primer potencial de ionización es el correspondiente al electrón más externo,
que por estar más alejado del núcleo será el que sienta una atracción eléctrica
menor. Extrayendo más electrones, se obtendrán sucesivamente los potenciales
de ionización 2º, 3º, etc., por ejemplo, en el caso del aluminio:
Al → Al+ + e- ΔE1 = 577,5 kJ/mol
Al+ → Al2+ + e- ΔE2 = 1816,7 kJ/mol
Al2+ → Al3+ + e- ΔE3 = 2744,8 kJ/mol
Al3+ → Al4+ + e- ΔE4 = 11,600 kJ/mol
Los potenciales sucesivos van siendo cada vez mayores dado que los sucesivos
electrones están más próximos al núcleo y disminuye la repulsión mutua de los
electrones al ser menor su número, lo que incrementa la atracción del núcleo y
dificulta en consecuencia las ionizaciones sucesivas. Este comportamiento hace
que los elementos químicos presenten estados de oxidación característicos; así el
aluminio se presentará con un estado de oxidación +1, +2 ó +3, dado que la
extracción del cuarto electrón requiere una aportación de energía sensiblemente
mayor.
2.2.4. Afinidad electrónica
La afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado
en fase gaseosa para formar un ión con una carga eléctrica de -1. Si la energía no
es absorbida, sino liberada en el proceso, la afinidad electrónica tendrá, en
consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los elementos
químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea
mayor, tanto más negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el
elemento que con mayor facilidad adquiere un electrón adicional, mientras que el
mercurio es el que menos.
Aunque la afinidad electrónica parece variar de forma caótica y desordenada a lo
largo de la tabla periódica, se pueden apreciar patrones. Los no metales tienen
afinidades electrónicas más bajas que los metales, exceptuando los gases nobles
que presentan valores positivos por su estabilidad química, ya que la afinidad
electrónica está influida por la regla del octeto.
Los elementos del grupo 1, tienden a ganar un electrón y formar aniones -1,
completando el subnivel s, mientras que los elementos del grupo 2, que ya lo
tienen completo, no presentan esa tendencia. Análogamente sucede en el bloque
p, donde las afinidades electrónicas se van haciendo más negativas a medida que
nos acercamos a los gases nobles.
Grupo 1 2 3 4 5
Periodo
H
1
73
Li
Be
2
19
60
6
7
8
9
10 11 12 13 14 15 16 17 18
He
21
B
-27
C
O F
N
Ne
7
29
122
141 328
3
4
5
6
7
Na
Si
S Cl
Mg
Al
P
Ar
19
-43
-72
35
53
134
200 239
K
Sc
V Cr
Ni Cu
Ge
Se Br
Ca
Ti
Mn Fe Co
Zn Ga
As
Kr
- 10
-8
-16 -64
47 -29
-78
39
48
18
51 64
112 118
116
195 325
Rb
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh
Ag
Sn Sb Te I
Sr
Pd
Cd In
Xe
- - - - - -54
32 -29
41
47
30 41 86 72 53 101 110
126
116 103 190 295
Cs
Ta W Re Os Ir Pt Au
Po At
Ba Lu Hf
Hg Tl Pb Bi
Rn
- - - 61 -20 -35 -91
41
45
31 79 14 106 151 205 223
183 270
Fr
Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
44
Tabla periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol
2.2.5. Número de oxidación.
El número de oxidación es un número entero que representa el número de
electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto
determinado.
El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los
comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando
el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a
cederlos.
En los iones monoatómicos la carga eléctrica coincide con el número de
oxidación. Cuando nos refiramos al número de oxidación el signo + o - lo
escribiremos a la izquierda del número, como en los números enteros. Por otra
parte la carga de los iones se debe escribir con el signo a la derecha del número:
Ca2+, CO32-.
¿Será tan complicado saber cuál es el número de oxidación que le
corresponde a cada átomo? Pues no, basta con conocer el número de oxidación
de los elementos que tienen un único número de oxidación, que son pocos, y es
muy fácil deducirlo a partir de las configuraciones electrónicas. Estos números de
oxidación aparecen en la tabla siguiente. Los números de oxidación de los demás
elementos los deduciremos de las fórmulas o nos los indicarán en el nombre del
compuesto, así de fácil.
2.2.6. Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un
átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores
de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala
de Pauling y la escala de Mulliken.
En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan
el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la
diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar
(convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Pauling:



Iónico (diferencia superior o igual a 2)
Covalente polar (diferencia entre 2 y 0.4)
Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)
Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y
mayor la electronegatividad
2.3.2. Elementos de importancia económica
NITROGENO: N
- Corteza y atmósfera en una proporción de 0,03%, es un gas incoloro, inodoro e
insípido, se halla como componente de una mezcla importantísima en el aire 78%
volumen, forman parte de numerosos compuestos inorgánicos; NH3- sales NH3,
nitratos, como el nitro y orgánicos como las PROTEINAS.- Su gran estabilidad se debe a que su molécula posee un triple enlace causante
de su carácter INERTE, por accion de una descarga eléctrica, el nitrógeno se
activa y puede reaccionar con metales Nitruros y con hidrógeno, forma amoníaco y
con O2 OXIDOS.- Se obtiene por descomposición de nitrito amoniaco, NH4NO2,
NH4NO2 -----> N2 + 2 H20
e industrialmente por destilación fraccionada del aire liquido, se utiliza para la
fabricación del amoniaco, del Ac. nítrico y abonos nitrogenados (Na2NO3 - KNO3)
y para crear atm, inertes y en aerosoles.- Se usa en la industria textil y colorantes.- En medicina anestésicos.-
- En agricultura como sales fertilizantes- como óxidos N2O4, ejerce una acción
catalizadora en la síntesis de Ac. sulfúrico (método de las cámaras de Pb), en
explosivos, (nitroglicerina, T.N.T, Ac. pícrico, nitroglicol, etc.)
- Tratamiento de cementación de acero - nitruración.- El N2O, tiene olor débil y agradable, dulzón que respirando- Lo produce una reacción de embriaguez, caracterizado por la propensión a la
risa - Gas hilarante-.SIMBOLO: N
VALENCIA +3,+5
NRO. ATOMICO: 7
MASA ATOMICA: 14,00
AMONIACO: NH3
- Gas incoloro, de sabor cáustico y olor penetrante que se licúa a una presión
atmosférica superior a 6 atm.- Su molécula posee forma de pirámide triangular.- Se prepara por síntesis directa de sus elementos - PROCESO HABERrealizado a 500º y varios centenares de atm de presión.- En la naturaleza se forma mediante un proceso llamado: AMONÍFICACION, que
es la descomposición microbiana de materia orgánica, a este proceso le sigue el
de NITRIFICACION u oxidación del amoniaco, del suelo que lo lleva al estado de
nitrato, aprovechable por las plantas.ACIDO NITRICO: HNO3
- Líquido incoloro, fumante, que se descompone en dióxido de nitrógeno y agua,
por accion de la luz o el calor.- No se encuentra libre pero son abundantes sus sales, los nitratos principalmente
de sodio y potasio,.
- Desde el pto. de vista iónico, es uno de los ácidos mas FUERTES y aunque es
capaz de ejercer una accion enérgica OXIDANTE su efecto sobre las sustancias
orgánicas no siempre tiene este carácter, pues a veces es NITRANTE, es decir,
introduce en sus moléculas su radical nitrilo, precisamente debido a este radical el
HNO3, produce manchas amarillas sobre la piel.- La acción del HNO3 sobre ciertos metales : Sn, Fe, Al, da lugar a una capa
invisible de OXIDO que los protege de un ulterior ataque de reactivosPASIVACION DEL METAL.OBTENCION
Industrialmente se utiliza el proceso de oxidación del nitrógeno atmosférico,
haciendo pasar aire por el horno de BIRKELAND, EYDE. Qcamente, el proceso
es:
a)- N2 + O2 ----> 2 NO
b)- 2 NO + O2 ----> NO2
c)- 3 NO2 + O2 ----> 2 HNO3 + NO,
Método que no conviene por la gran cantidad de E. por la que ha sido desplazado
por la OXIDACION CATALITICA del NH3, producida con oxigeno o con aire.4 NH3 + 5 O2 ---->4 NO + 6 H2O -----> pasan a través de mezcla de gases
un tamiz formado por finas mallas de Pt, aleada con pequeñas cantidades de otros
metales y calentado a 500ºC. El NO se combina con el O2 formando el NO2 y este
pasa por un sistema de absorción, donde recibe una lluvia acuosa que lo
transforma en Ac. nítrico.GRAFITO: sustancia constituida por carbono que cristaliza en el sistema
hexagonal.- Color: gris oscuro - brillo metálico - untuoso al tacto - infusible al soplete
inoxidable - resiste a los ácidos - buen conductor eléctrico y de calor.APLICACIONES:
Empastado con arcilla constituye la materia prima para la producción de minas de
lápiz - debido a su inatacabilidad producida por los ácidos se emplea para la
construcción de crisoles refractarios.Se usa: para fabricar electrodos, baterías, barnices, lubricantes y como moderador
de reactores nucleares.OBTENCION:
Sintéticamente por varios procedimientos, como el ACHERSON, calentando el
Coque a tas elevadas en un horno eléctrico.DIAMANTE: C puro, que cristaliza en el sistema regular y que es la sustancia de
mayor dureza, brillo metálico-diamantino-,admite diversas coloraciones aunque
puede ser incoloro. Es frágil buen conductor del calor y malo de electricidad.- Arde
a unos 800º C en atmósfera de oxigeno y a 1.000º C en atm inerte, se transforma
en grafito. Los yacimientos de diamante son de dos tipos: PRIMARIOS, en los que
el mineral se halla en el interior de la rocas- ciertas rocas- denominadas
KIMBERLITAS.- SECUNDARIAS, que son placeres, depósitos aluviales , etc,
donde el diamante aparece asociado a otro minerales pesados.La separación de diamantes secundarios, se llevan a cabo por medios mecánicos,
aprovechando la oportunidad de no se mojados por el agua.- Para su utilización en
joyería, los diamantes brutos reciben un largo y complejo tratamiento cuya etapa
final es el tallado, y en el que se pierden de un 40 a 50% en peso.Los diamantes en coloración marcada en azul, son rarísimas y constituyen gemas
de gran valor económico, las variedades: grises, negras-Bort y carbonadopresentan poca exfoliabilidad, y por tanto, mayor resistencia mecanica, por lo que
son utilizadas como gemas, pero tienen usos industriales: para tallar diamantes de
valor, puntas de perforadoras y cabezas de taladros, etc, la talla de brillante, dos
pirámides unidas, por sus bases-bipiramidal- otra muy parecida es la ROSETA,
formada por una serie de facetas piramidales cuya parte inferior termina en una
gran cara basal.COQUE : residuo carbonoso de la hulla-solido de color gris. Obtenido por
calentamiento en ausencia de aire - sustancia inerte frente a varios reactivos, pero
fácilmente atacable por oxígeno.OBTENCION: "COQUINACION",
a) - formación de C puro, con vestigios de H2 S, N, dura alrededor de 15 a 30 hs,.
una vez concluida el Coque incandescente se somete a una fase de extinción y
después se le empuja hacia el horno mediante violentos chorros de agua.APLICACION
Se emplea en la metalurgia del Cu, y Zn, en la industria química en los
generadores para la producción de gas de agua y de gas pobre, en la calefacción
doméstica.Mercurio (elemento), de símbolo Hg (del latín hydrargyrum, ‘plata líquida’), es un
elemento metálico que permanece en estado líquido a temperatura ambiente. Su
número atómico es 80, y es uno de los elementos de transición del sistema
periódico.
En otra época llamado plata líquida o azogue, fue objeto de estudio de la alquimia.
El químico francés Antoine Laurent de Lavoisier lo identificó por primera vez como
elemento durante sus investigaciones sobre la composición del aire.
Arsénico, de símbolo As, es un elemento semimetálico extremadamente
venenoso. El número atómico del arsénico es 33. El arsénico está en el grupo 15
(o VA) del sistema periódico.
Plomo, de símbolo Pb (del latín plumbum, ‘plomo’), es un elemento metálico,
denso, de color gris azulado. Es uno de los primeros metales conocidos. Su
número atómico es 82, y se encuentra en el grupo 14 del sistema periódico.
3.1.1. Concepto de enlace químico
Se establece un enlace químico entre dos átomos o grupos de átomos cuando las
fuerzas que actúan entre ellos son de índole tal que conducen a la formación de
un agregado con suficiente estabilidad, que es conveniente para el químico
considerarlo como una especie molecular independiente.
3.1.2. Clasificación de los enlaces químicos
Se dará un enlace de este tipo en la unión de átomos que tiendan a ceder
electrones con facilidad (metales), con otros que tiendan a cogerlos fácilmente (no
metales). (Los elementos que forman este enlace estan situados separados a
ambos lados en la Tabla Periódica, alejados entre si y por tanto de muy diferente
EN).
Ejemplo: Na + Cl NaCl
¿Por qué se forma el NaCl y cómo se forma?. Recuerda lo comentado al principio
del capítulo acerca de la "máxima estabilidad", es más estable el compuesto NaCl
que los átomos de Na y Cl por separado. Para responder a cómo se forma,
recuerda la tendencia de todos los elementos a tener en su última capa estructura
s2p6.
Escribe las estructuras de 11Na y del 17Cl
y analiza que harán esos átomos para lograr esa estructura.
11Na
17Cl
Es evidente que en este caso se encuentran dos átomos ideales, uno tiende a
ceder e- y el otro a cogerlos.
Una forma que usaremos para representar los electrones de la última capa será
indicarlos con puntos o aspas, (ver figura).
* Se llama valencia iónica de un elemento al número de electrones que gana o
que pierde al enlazarse iónicamente.
* Los compuestos con enlaces iónicos tienen como propiedades más
características:
1. No se forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas, muy fuertes y estables.
Para separar los iones de la red se requiere bastante energía.
Esto explica que los compuestos iónicos sean:
- sólidos no conductores.
- de elevado punto de fusión.
- duros y quebradizos (como consecuencia de la estructura de la red. Ver figura).
2. Los iones pueden ser separados de la red fundiendo el compuesto o bien
disolviéndolo en sustancias polares (se explicará más adelante este concepto)
como el agua, logrando la separación de los iones de la red. Por este motivo estos
compuestos en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica.
Si los átomos que se unen formando este tipo de enlace son iguales se llamará
enlace covalente homonuclear y si son diferentes se llamará enlace covalente
heteronuclear.
HETERONUCLEAR.
En el enlace iónico era necesario el encuentro de un elemento metálico con otro
no metálico.
La realidad muestra que tambien se forman agrupaciones estables entre dos
átomos no metálicos (elementos situados a la derecha de la Tabla Periódica,
próximos y por tanto de parecida EN), como por ejemplo:
NO2, CO2, CCl4, SiO2,...
HOMONUCLEAR.
Incluso también se dan uniones entre átomos de un mismo elemento: H2, N2, O2,
Cl2,...
En estos casos en enlace no se puede explicar por perdida o ganancia de
electrones, ya que ambos átomos del enlace tienen similares o iguales EN, por
tanto la única explicación posible para justificar su unión (enlace), es la
compartición de electrones.
El enlace covalente, se dará entonces entre átomos de similar EN (afinidad por los
electrones), compartiendo pares de electrones (aportando al par un electrón cada
átomo), en número necesario para que cada átomo disponga después de
establecido el enlace de 8 electrones en la última capa (recordar que 8 electrones
en la última capa proporciona la máxima estabilidad posible para un átomo).
Este tipo de enlace se representa mediante los llamados diagramas de LEWIS
(tener en cuenta que el símbolo "-", cuando se escribe A-B, siendo A y B dos
átomos, significa un par de electrones).
Ejemplo:
cada H del H2 adopta así
estructura s2 (Helio)
Completa con y x, los electrones de los casos siguientes:
Cl + Cl Cl Cl estructura s2p6 (gas noble, 8 e- en la última capa)
s2p5 s2p5 Cl-Cl
Puede ocurrir que para alcanzar la estructura de gas noble ( e - en la última capa),
los átomos deban compartir más de un par de electrones.
O+OOO
N+NNN
O=O
NN
* Habitualmente no se expresan los electrones sin compartir, sino solo los que
suponen el enlace:
H - H, O = O, N N
* Se llama valencia covalente de un elemento al número de electrones
compartidos cuando se forma este tipo de enlace, (hidrógeno y cloro valencia 1,
oxígeno valencia 2 y nitrógeno valencia 3).
Los átomos de los elementos metálicos se caracterizan por tener pocos electrones
de valencia (electrones de la última capa). No pueden formar enlaces covalentes,
pues compartiendo electrones no pueden llegar a adquirir la estructura de gas
noble.
La estabilidad la consiguen de otro modo, los electrones de valencia de cada
átomo entran a formar parte de "un fondo común", constituyendo una nube
electrónica que rodea a todo el conjunto de iones positivos, dispuestos
ordenadamente, formando un cristal metálico.
* PROPIEDADES: La estructura comentada puede explicar las propiedades
claramente.
-Alta conductividad térmica y eléctrica, los electrones pueden moverse con libertad
por la nube electrónica.
-Son dúctiles (factibles de hilar) y maleables (factibles de hacer láminas), su
deformación no implica una rotura de enlaces ni una aproximación de iones de
igual carga, como ocurría en los compuestos iónicos por ejemplo.
-Los puntos de fusión son moderadamente altos, la estabilidad de la red positiva
circundada por la nube de electrones es alta.
-Son difícilmente solubles en cualquier disolvente, por el mismo motivo que
justifica el punto anterior. (Pensar en la forma de "atacar"el agua a un compuesto
iónico, en un metal que es "un todo uniforme" no existe esa posibilidad.
3.2.1. Teorías para explicar el enlace covalente y sus enlaces.
3.2.1.1. Teoría del Enlace de Valencia
Explica propiedades estructurales y magnéticas aunque no explica la gran
cantidad de colores en estos compuestos.
En esta teoría se supone que los enlaces entre los ligandos y el metal son de tipo
covalente. Los metales de transición ubican electrones en orbitales d y para la
formación del complejo se postula que el átomo donador aporta electrones a los
orbitales d metálicos con hibridación de tipo d2sp3 o bien sp3d2.
Por ejemplo en el ion [Fe (H2O)6]3+, la configuración del hierro es:
Fe[Ar]: ↑ ↓
↑
↑
↑
↑
↑↓
4s2
3d6
El ion Fe3+ se forma perdiendo los electrones 4s y un electrón de 3d.
Fe3+[Ar]:
↑
↑
↑
↑
3d5
↑
___
4s
_________
4p
_______________
4d
Para explicar el hecho experimental en nuestro ejemplo de complejo, se supone
que cada orbital 3d tiene un electrón desapareado y los orbitales vacíos 4s, 4p y
4dx2-y2 y 4dz2 se hibridan para ubicar electrones del complejo. Cada ligando de
H2O dona dos electrones y ocupa los seis orbitales híbridos formando seis enlaces
covalentes coordinados. Los electrones se simbolizan con x para diferenciarlos.
Fe3+[Ar]: ↑
↑
↑
↑
↑
xx
xx xx xx xx xx
3d5
4s
sp3d2
Aquí se emplean los orbitales 4d (más externos) por lo que el complejo resultante
se llama complejo de orbital externo.
El ion hexacianoferrato (III), [Fe(CN)6]3- , tiene al Fe3+ como ion d5, pero su
momento magnético indica que tiene un electrón desapareado. Por tanto los
orbitales 3dx2-y2 y 3dz2 (orbitales internos) participan en la hibridación, con los 4s y
4p, dando un complejo de orbital interno.
Fe3+[Ar]: ↑ ↓
↑↓
↑↓
3d5
↑
xx xx xx xx xx xx
híbridos d2sp3
3.2.1.3. Teoría del orbital molecular
Los orbitales moleculares, al igual que los orbitales híbridos, se pueden considerar
como una mezcla de los orbitales que lo componen. Del mismo modo que dos
orbitales atómicos se combinan para producir dos orbitales híbridos, dos orbitales
atómicos (en el caso de átomos distintos) producen dos orbitales moleculares.
Uno de estos orbitales moleculares es un orbital enlazante con un nivel de
energía inferior al de cada uno de los orbitales atómicos; el otro es un orbital
antienlazante con un nivel de energía superior al de cada uno de los orbitales
atómicos. Al solaparse los orbitales se puede sumar o restar la densidad
electrónica en las áreas de solape. Cuando se suma el solape se aumenta la
densidad electrónica entre los núcleos, dando lugar a una condición de enlace
más estable y a un orbital molecular de menos energía que los orbitales atómicos
que dan lugar al orbital molecular. Este orbital molecular se le llama orbital
molecular enlazante.
Por el contrario, cuando se resta el solape se disminuye la densidad electrónica
entre los núcleos. Esto conduce a una condición inestable en donde los núcleos se
repelen y el orbital resultante tiene mayor energía que cualquiera de los orbitales
atómicos que lo componen. Este orbital se le conoce como orbital molecular
antienlazante. Podríamos presentar como ejemplo la combinación de dos
orbitales atómicos 1s.
Diagrama de los orbitales moleculares para la combinación de dos orbitales
atómicos 1s.
3.2.1.3. teoria del orbital molecular
Cuando los orbitales están ocupados por los electrones, sus formas son en
realidad representaciones de la densidad electrónica, que indican las regiones del
espacio en las que hay mayor probabilidad de encontrar los electrones de la
molécula.
En el orbital enlazante, los dos orbitales 1s combinan sus densidades electrónicas
en la región de solapamiento, mientras que en el orbital antienlazante se cancela
una con la otra. Ambos se denominan orbitales sigma (s) (lo cual implica que son
simétricos en relación con un eje que pasa por ambos núcleos, el eje internuclear);
se indican como subíndice los orbitales atómicos que se han combinado. Para
distinguir un orbital antienlazante se señala con un asterisco.
Dos orbitales atómicos 1s originan dos orbitales moleculares, uno enlazante s1s y
otro antienlazante s1s*. Si los electrones entran a ocupar un orbital molecular
enlazante, se obtiene un sistema de estabilidad mayor (menor energía) que la de
los átomos individuales. Por el contrario, si entran a ocupar un orbital molecular
antienlazante, se obtiene un sistema de menor estabilidad (mayor energía) que la
de los átomos aislados.
Si hacemos lo mismo para dos grupos de orbitales p de dos átomos
diferentes, por ejemplo los px, pueden solaparse frontalmente originando orbitales
sp y sp*. Si se solapan los orbitales p restantes (py con py, y pz con pz) deben
hacerlo lateralmente, formando orbitales moleculares pi (p). Si se solapan todos
los orbitales p, pueden obtenerse un total de dos orbitales pp y
dos pp* .
Diagramas de los niveles de energía de los orbitales moleculares
Basándonos en cómo se combinan los orbitales atómicos para producir orbitales
moleculares, podemos establecer diagramas de niveles de energías moleculares
para moléculas sencillas.
Si combinamos dos átomos de un mismo elemento del segundo periodo
obtenemos el siguiente diagrama de niveles de energía :
Para llenar estos orbitales moleculares, primero contamos el número de electrones
de la molécula y luego rellenamos los orbitales moleculares, empezando por los
de menor energía utilizando el principio de Aufbau, la regla de Hund (cuando hay
dos orbitales de igual energía como, por ejemplo, los 2py y 2pz se coloca un
electrón en cada orbital antes de que se comience a parear) y el principio de
exclusión de Pauli (deben tener los giros opuestos). Del diagrama de orbitales
moleculares podemos predecir si la especie es paramagnética o diamagnética.
Orden y Estabilidad de Enlace:
El orden de enlace es un criterio para juzgar la estabilidad de una molécula; se
define como la mitad del número de electrones de los orbitales enlazantes menos
la mitad del número de los orbitales antienlazantes.
Por lo general, el orden de enlace corresponde al número de enlaces determinado
por la Teoría de Enlace de Valencia. Mientras mayor sea el orden de enlace de
una molécula o ión diatómico más estable será. Del mismo modo podemos
concluir que a mayor orden de enlace, menor longitud de enlace y mayor
energía de enlace.
La energía de enlace se define como la cantidad de energía necesaria para
romper un mol de enlaces. Por lo tanto, implica cuán fuerte es un enlace; y a la
vez nos proporciona información sobre la longitud del enlace; mientras más fuerte
es un enlace; menor será su longitud
3.3.1. Formación y propiedades de los compuestos iónicos
Cuando se combinan átomos de elementos metálicos (de bajo potencial de
ionización, por lo que es fácil arrancarles electrones) con átomos de elementos no
metálicos (de alta afinidad electrónica, por lo que ganan electrones con facilidad)
el camino que suelen seguir estos átomos para completar su última capa es que el
átomo del metal pierde electrones y el del no metal los gane.
Esto es lo que ocurre cuando se combinan el sodio y el cloro. El sodio tiene un
único electrón en su capa más externa, y lo pierde con facilidad. De este modo su
capa más externa pasa a ser una capa completa. Por su parte, el cloro tiene siete
electrones en su capa más externa y facilidad para ganar otro electrón. De esta
forma completa su última capa de electrones. El electrón de la capa más externa
del sodio es transferido a la capa más externa del sodio, quedando ambos con su
capa más externa completa. En este momento el sodio tiene 11 protones en su
núcleo y 10 electrones en su corteza, por lo que tiene una carga de +1, y lo
representamos como Na+. El cloro tiene ahora 17 protones en su núcleo y 18
electrones en su corteza, por lo que tiene una carga de -1, y lo representamos
como Cl-.
3.3.2. Redes cristalinas
3.3.2.2. energía reticular.
Energía reticular, energía desprendida cuando se forma un mol de un compuesto
iónico a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso.
La energia reticular, Er, es la energía que se desprende en la reacción:
X-(g) + M+(g) ? MX(s) - Er
Todos aquellos elementos en los que la energía reticular compense la energía
necesaria para su ionización tendrán tendencia a formar un enlace iónico, y esto
ocurre cuando se combinan elementos de alta electronegatividad (no metales) con
elementos poco electronegativos (metales).
Evidentemente, para romper un mol de compuesto iónico en sus iones
correspondientes y llevar estos iones al estado gaseoso se necesita aportar una
cantidad de energía igual a la energía reticular.
La energía reticular se puede calcular de forma teórica utilizando una expresión
matemática conocida como expresión de Born, y de forma experimental aplicando
la ley de Hess. Este último procedimiento, conocido como ciclo de Born-Haber,
implica la determinación experimental de la entalpía de formación del compuesto
iónico, las energías de sublimación y de ionización del metal, la energía de
disociación y la afinidad electrónica del no metal, energías todas ellas más fáciles
de calcular experimentalmente que la energía reticular.
3.4.2. clasificación de los sólidos en base a su conductividad eléctrica: aislante,
conductor, semicondutor.
Conductor eléctrico:
Cualquier material que ofrezca poca resistencia al flujo de electricidad. La
diferencia entre un conductor y un aislante, que es un mal conductor de
electricidad o de calor, es de grado más que de tipo, ya que todas las sustancias
conducen electricidad en mayor o en menor medida. Un buen conductor de
electricidad, como la plata o el cobre, puede tener una conductividad mil millones
de veces superior a la de un buen aislante, como el vidrio o la mica. El fenómeno
conocido como superconductividad se produce cuando al enfriar ciertas sustancias
a una temperatura cercana al cero absoluto su conductividad se vuelve
prácticamente infinita. En los conductores sólidos la corriente eléctrica es
transportada por el movimiento de los electrones; y en disoluciones y gases, lo
hace por los iones.
Semiconductor:
Material sólido o líquido capaz de conducir la electricidad mejor que un aislante,
pero peor que un metal. La conductividad eléctrica, que es la capacidad de
conducir la corriente eléctrica cuando se aplica una diferencia de potencial, es una
de las propiedades físicas más importantes. Ciertos metales, como el cobre, la
plata y el aluminio son excelentes conductores. Por otro lado, ciertos aislantes
como el diamante o el vidrio son muy malos conductores. A temperaturas muy
bajas, los semiconductores puros se comportan como aislantes. Sometidos a altas
temperaturas, mezclados con impurezas o en presencia de luz, la conductividad
de los semiconductores puede aumentar de forma espectacular y llegar a alcanzar
niveles cercanos a los de los metales. Las propiedades de los semiconductores se
estudian en la física del estado sólido.
Aislantes eléctricos:
El aislante perfecto para las aplicaciones eléctricas sería un material
absolutamente no conductor, pero ese material no existe. Los materiales
empleados como aislantes siempre conducen algo la electricidad, pero presentan
una resistencia al paso de corriente eléctrica hasta 2,5 × 1024 veces mayor que la
de los buenos conductores eléctricos como la plata o el cobre. Estos materiales
conductores tienen un gran número de electrones libres (electrones no
estrechamente ligados a los núcleos) que pueden transportar la corriente; los
buenos aislantes apenas poseen estos electrones. Algunos materiales, como el
silicio o el germanio, que tienen un número limitado de electrones libres, se
comportan como semiconductores, y son la materia básica de los transistores.
En los circuitos eléctricos normales suelen usarse plásticos como revestimiento
aislante para los cables. Los cables muy finos, como los empleados en las bobinas
(por ejemplo, en un transformador), pueden aislarse con una capa delgada de
barniz. El aislamiento interno de los equipos eléctricos puede efectuarse con mica
o mediante fibras de vidrio con un aglutinador plástico. En los equipos electrónicos
y transformadores se emplea en ocasiones un papel especial para aplicaciones
eléctricas. Las líneas de alta tensión se aíslan con vidrio, porcelana u otro material
cerámico.
La elección del material aislante suele venir determinada por la aplicación. El
polietileno y poliestireno se emplean en instalaciones de alta frecuencia, y el mylar
se emplea en condensadores eléctricos. También hay que seleccionar los
aislantes según la temperatura máxima que deban resistir. El teflón se emplea
para temperaturas altas, entre 175 y 230 ºC. Las condiciones mecánicas o
químicas adversas pueden exigir otros materiales. El nylon tiene una excelente
resistencia a la abrasión, y el neopreno, la goma de silicona, los poliésteres de
epoxy y los poliuretanos pueden proteger contra los productos químicos y la
humedad.
3.5. fuezas intermoleculares y su influencia en las propiedades físicas
3.5.3. Puente de hidrogeno
El puente de hidrógeno es un enlace que se establece entre moléculas
capaces de generar cargas parciales. El agua, es la sustancia en donde los
puentes de hidrógeno son más efectivos, en su molécula, los electrones que
intervienen en sus enlaces, están más cerca del oxígeno que de los hidrógenos y
por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el
oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los
hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las
moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga
parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. De tal suerte
que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a
través de 4 puentes de hidrógeno. Esta característica es la que hace al agua un
líquido muy especial.
4.1. Clasificación y Nomenclatura de los Compuestos Inorgánicos
4.1.1. Óxidos
Los óxidos tienen la siguiente formula, que se aplica a todas las combinaciones:
X2On, donde X es el símbolo del elemento, el 2 corresponde a la valencia del
oxígeno, la O es el símbolo del Oxígeno y la n es la valencia del otro elemento, sea
metal o no metal.
Para nombrar los óxidos se utilizan las 3 nomenclaturas, la tradicional la
Sistemática y la Stock.
Tradicional
Óxidos Básicos
Provienen de la combinación entre el oxígeno y un metal. Si el metal con el que se
combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras óxido de, y el
nombre del metal con el que se combina.
Ejemplos:
CaO-------------------------------------Óxido de Calcio.
Na2O------------------------------------Óxido de Sodio.
Si el metal con el que se combina tiene dos valencias, se pone como en el de una
valencia pero el nombre del metal acaba en oso cuando actua con la valencia
menor y en ico cuando actua con la valencia mayor y se le quita el prefijo de.
Ejemplos:
FeO-------------------------------------Óxido ferroso (El hierro tiene en este caso
valencia 2 y se simplifica).
Fe2O3-----------------------------------Óxido férrico (El hierro tiene en este caso
valencia 3).
Óxidos Ácidos
Provienen de la combinación entre el oxígeno y un no metal. Si el no metal con el
que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras óxido de, y
el nombre del metal con el que se combina acabado en ico.
Ejemplo:
B2O3------------------------------------Óxido bórico.
Si el no metal con el que se combina tiene dos o más valencias, se ponen al
nombre las siguientes terminaciones:
Símbolo
S, Se, Te
N, P, As, Sb
Cl, Br, I
Valencia
2
4
6
1
3
5
1
3
5
7
Prefijo
Sufijo
Hipo-oso
------------------------ -oso
------------------------ -ico
Hipo-oso
------------------------ -oso
------------------------ -ico
Hipo-oso
------------------------ -oso
------------------------ -ico
Per-ico
Ejemplos:
Br2O5-------------------------------------Óxido brómico.
Cl2O7-------------------------------------Óxido brómico.
Hidroxidos
Son compostos ternarios que conteñen un elemento metálico e tantas
agrupacións OH (hidróxido) como o número de oxidación que manifeste o metal.
Con máis propiedade poderíanse definir como combinacións entre catións
metálicos e anións OH-.
Segundo a nomenclatura de Stock noméanse cas palabras “hidróxido de”
seguido do nome do metal e entre paréntese o número de oxidación, en números
romanos, no caso de que teña máis de un.
Hidróxido de METAL(N)
Se nos dan a fórmula
Nafórmula:o número de oxidación do metal é igual ó número de ións
OH-.
Se le da un nombre:
El nombre: Un número de oxidación de metal se da con el paréntesis, y luego
la forman entre paréntesis, luego la formula sera tanto OH como indica un numero
de oxidación de metal
Ejemplos
LiOH
Hidróxido de litio
Ba(OH)2
Hidróxido de bario
Fe(OH)3
Hidróxido de ferro(III)
Cr(OH)3
Hidróxido de cromo(III)
Al(OH)3
Hidróxido de aluminio
4.1. clasificación y nomenclatura de los compuestos inorgánicos.
4.1.3. hidruros
Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de Hidrógeno y
de otro elemento, y hay tres tipos: Hidruros Metálicos, Ácidos Hidrácidos y
los Hidruros Volátiles.
Hidruros Metálicos
Para formular los hidruros metálicos se escribe primero el símbolo del metal, a
continuacion el símbolo del Hidrógeno (H) y despùes la valencia del metal.
Fórmula: XHn
Ácidos Hidrácidos
Para formular los ácidos hidrácidos se escribe primero el símbolo del Hidrógeno
(H), a continuacion la valencia del no metal y por últimos el símbolo del Azufre,
Selenio, Teluro, Fluor, Cloro, Bromo o Yodo. Fórmula: XnH
Hidruros Volatiles
Para formular los hidruros volátiles se escribe primero el símbolo del nitorgeno,
fósforo, arsénico, antimonio, boro, carbono o silicio, a continuacion el símbolo del
Hidrógeno (H) y despùes la valencia del no metal correspondiente.Fórmula: XHn
Hidruros Metálicos
Provienen de la combinación entre el Hidrógeno y un metal. Si el metal con el que
se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras Hidruro de, y el
nombre del metal con el que se combina. En las demás nomenclaturas que igual
que en los óxidos, lo único que en vez de óxido se pone hidruro.
Ejemplos: Tradicional / Stock / Sistemática.
CaH2-------------------------------------Hidruro de Calcio / Hidruro de Calcio /
Dihidruro de Calcio.
NaH---------------------------------------Hidruro de Sodio / Hidruro de Sodio / Hidruro
de Sodio.
Si el metal con el que se combina tiene dos valencias, se pone como en el de una
valencia pero el nombre del metal acaba en oso cuando actúa con la valencia
menor y en ico cuando actúa con la valencia mayor y se le quita el prefijo de.
Ejemplos:
FeH3-------------------------------------Hidruro ferrico.
FeH2-------------------------------------Hidruro ferroso.
4.1.4. Ácidos Hidrácidos
Son las combinaciones binarias entre el Hidrógeno y los siguientes no metales:
Elemento
Valencia
Elemento
Valencia
Flúor
Azufre
Cloro
2
1
Selenio
Bromo
Teluro
Iodo
Los Ácidos Hidrácidos solo se nombran en las nomenclaturas Tradicional y
Sistemática, y no en la Sock.
Tradicional
Se nombran con la palabra ácido seguida del nombre del no metal terminado en
hídrico.
Ejemplos:
HCl-------------------------------------Ácido Clorhídrico.
H2S-------------------------------------Ácido Sulfhídrico.
ÁCIDOS OXIGENADOS u OXOÁCIDOS
Recordemos como se obtiene un OXOÁCIDO
Un óxido ácido reacciona con AGUA para dar una nueva
sustancia que se denomina OXOÁCIDO o ÁCIDO OXIGENADO .
ÓXIDO ÁCIDO
+
AGUA
----->
ÁCIDO u OXOÁCIDO
N2O5
Óxido nítrico
+
H2O
Agua
---------->
HNO3
Ácido Nítrico
SO2
+
H2O
---------->
H2SO3
Óxido
sulfuroso
SO3
Óxido
sulfúrico
Agua
+
H2O
Agua
Oxido sulfuroso
---------->
HSO
Ácido sulfúrico
Luego que escribí, en el orden citado, los símbolos de los elementos,
sumo cuantos átomos hay de cada uno de los elementos del lado de los
reactivos.
Si sumo los hidrógenos del lado de los reactivos (a la
izquierda de la flecha), solamente tengo los que pertenecen
al agua, que son 2, entonces en la fórmula del ácido le
agrego un 2 al hidrógeno:
SO3
Óxido
sulfúrico
+
H2O
Agua
---------->
H2 S O
Ácido sulfúrico
Repito la misma operación con el azufre, tengo solamente 1
átomo de azufre en el óxido sulfúrico:
SO3
Óxido
sulfúrico
+
H2O
Agua
---------->
H2 S1O
Ácido sulfúrico
Por último sumo los oxígenos, tengo que sumar los tres
átomos de oxígeno del óxido sulfúrico y el átomo de oxígeno
del agua:
SO3
Óxido
sulfúrico
El resultado es:
+
H2O
Agua
---------->
H2 S1O4
Ácido sulfúrico
SO3
Óxido
sulfúrico
+
H2O
Agua
---------->
H2SO4
Ácido sulfúrico
Para cualquier oxoácido, seguimos el mismo procedimiento.
Pero ¿ que ocurre, por ejemplo, en la obtención de ácido nítrico ?
N2O5
Óxido
Nítrico
+
H2O
Agua
---------->
H2N2O6
Ácido Nítrico
(fórmula incorrecta)
Nos quedó H2N2O6 todos los números pueden (y deben)
simplificarse, en este caso por 2, y entonces quedará HNO3 , que es la
fórmula del ácido nítrico.
N2O5
Óxido nítrico
+
H2O
Agua
---------->
HNO3
Ácido Nítrico
SALES
Todo SAL se obtiene a partir de la reacción entre un ácido y un hidróxido,
pudiendo ser el ácido un ácido oxigenado (oxoácido) o no oxigenado
(hidrácido).
ÁCIDO
+ HIDRÓXIDO ---------->
SAL
+
AGUA
Ejemplo:
HBr
Acido
Bromhídrico
+
NaOH
Hidróxido
de Sodio
---------->
NaBr
Bromuro
de Sodio
+
H2O
Agua
H2SO3
+
Acido
Sulfuroso
NaOH
----------> Na2SO3
Hidróxido
de Sodio
+
Sulfito
de Sodio
H2O
Agua
Impacto ambiental
Desde la prehistoria, el hombre se ha visto afectado por agentes patógenos
e insectos que han ocasionado plagas de gran envergadura; para
combatirlos, se ha esforzado en la producción de sustancias químicas
capaces de eliminar los insectos perjudiciales y de controlar su
proliferación, en resguardo de nuestros cultivos. Con el mismo propósito se
han desarrollado en el último siglo los herbicidas, compuestos químicos
muy eficaces en el exterminio de malezas
5.1. conceptos de estequiomería
5.1.1. concepto de elemento, compuestos y mezclas
Elemento
La definición de elemento, sustancia simple, que ofrece Lavoisier en su "Traité
Élémentaire de Chimie" coincide con la que formuló Boyle un siglo antes. En
términos actuales, un elemento químico es una sustancia que por ningún
procedimiento, ni físico ni químico, puede separarse o descomponerse en otras
sustancias más sencillas. Para Lavoisier , y para la química del siglo XVIII, las
sustancias simples se agrupaban en cuatro grupos, como podemos observar en la
reproducción de la figura: sustancias que pueden considerarse como elementos
de los cuerpos, sustancias no metálicas oxidables y acidificables, sustancias
metálicas oxidables y acidificables y sustancias salidificables térreas
5.1.2. número de avogadro, átomo-gramo, mol-gramo, volumen-gramo-molecular.
Número de Avogadro
Es el número de átomos o moléculas (según el caso) que hay en un mol de
cualquier elemento o compuesto. Su valor es de 6.023×1023 moléculas/mol. Se
suele usar el símbolo NA para representarlo.
NA = 6.023·1023 moléculas/mol
Balanceo de ecuaciones químicas
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de
un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación
química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda
los productos de la reacción.
A+BC+D
Reactivos Productos
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En
todos el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de
la conservación de la materia.
5.2. Balanceo de reacciones químicas método oxido reducción , ion-electrón
Balanceo de ecuaciones por el método de Redox ( Oxidoreduccion )
En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se
reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una
perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de
energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)
Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente
pasos
1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen
en la ecuación.
Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta
lo siguiente:
positivos y negativos
hidruros donde trabaja con -1
-2
oxidación 0
2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por
elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver
que elemento químico cambia sus números de oxidación
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya
que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3
3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de
Oxido-reducción
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2
4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se
multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que
tenga numero de oxidación 0
Fierro se oxida en 3 x 1 = 3
Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4
5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se
oxido se pone al que se reduce y viceversa
4Fe + 3O2 2Fe2O3
Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de
la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación
por el método de tanteo
Otros ejemplos
KClO3 KCl + O2
+1 +5 -2 +1 -1 0
KClO3 KCl + O2
Cl reduce en 6 x 1 = 6
O Oxida en 2 x 1 = 2
2KClO3 2KCl + 6O2
Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2
0 +1 +5 -2 +4 -2 +2 -2 +2 +5 -2
Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2
Cu oxida en 2 x 1 = 2
N reduce en 1 x 1 = 1
Cu + HNO3 2NO2 + H2O + Cu(NO3)2
Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2
Metodo ion-electrón:
El método ión-electrón es útil para balancear ecuaciones correspondientes a
reacciones redox (reacciones de óxido-reducción) que ocurren en medio acuoso
ácido o alcalino; pero sólo es aplicable a reacciones que ocurren bajo éstas
condiciones.
En éste capítulo se van a describir los pasos a seguir para balancear una
ecuación química por éste método.
Pasos a seguir:
I) Asignación del número de oxidación a todos los átomos de los
compuestos que intervienen en la reacción.
II) Ubicar cuáles son los elementos que se oxidan y cuáles son los que
se reducen.
III) Disociar todas aquellas especies químicas que son disociables y/o
ionizables.
IV) Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción.
Ejemplo:
Se tiene la siguiente ecuación sin balancear:
Cl2 + NaOH ↔ NaCl + NaClO + H2O
I) Asignación del número de oxidación:
0
+1 –2 +1 +1 –1 +1 +1 –2 +1 -2
Cl2 + NaOH ↔ NaCl + NaClO + H2O