MATERIA, ÁTOMOS Y MOLÉCULAS CAMBIOS DE ESTADO
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MATERIAL REGISTRADO ISBN 978-987-9419-81-6 MATERIA, ÁTOMOS Y MOLÉCULAS PROHIBIDA SU REPRODUCCIÓN TOTAL O PARCIAL. CAMBIOS DE ESTADO: Cuando un cuerpo cambia de estado de agregación por acción de la temperatura se dice que se produjo un cambio de estado. Son cambios físicos ya que no se produce ruptura ni formación de nuevos enlaces. En el estado sólido, las moléculas se encuentran más cerca entre ellas y en el estado gaseoso más alejadas: SÓLIDO No se comprime LÍQUIDO No se comprime GAS Se comprime No adopta la forma del recip Adopta la forma del recip Adopta la forma del rec Tiene volumen propio Tiene volumen propio 1 Su volumen es el del recip GAS SÓLIDO VOLATILIZACIÓN CONDENSACIÓN SUBLIMACIÓN FUSIÓN SÓLIDO LÍQUIDO GAS LÍQUIDO VAPORIZACIÓN SOLIDIFICACIÓN SISTEMAS MATERIALES A la porción del universo que se aísla para su estudio se la llama sistema material. Las propiedades físicas de la materia pueden ser extensivas o intensivas. Las propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de materia en estudio como pueden ser la densidad, el color, el brillo, la temperatura de fusión o ebullición y son importantes para identificar a una sustancia. Por ejemplo la temperatura de ebullición del agua a una atmósfera es de 100 °C sin importar la cantidad de agua que se utilice. Las propiedades extensivas son las que dependen de la masa en estudio, como la masa, el peso, el volumen, ninguna de las cuales sirve para identificar a una sustancia. 2 Cuando ponemos en un recipiente una mezcla con agua, sal y clavos de hierro es un sistema material en el cual podemos notar distintas porciones con diferentes propiedades intensivas. A este sistema se lo llama heterogéneo. Un sistema heterogéneo está formado por dos o más fases, cada fase tiene la misma composición y propiedades. Este sistema está formado por tres componentes (agua, sal y clavos de hierro) y dos fases (agua con sal y clavos de hierro). Es importante entender que un sistema heterogéneo no tiene necesariamente tiene que estar formado por distintos componentes. Un vaso con agua y dos cubitos de hielo tiene un solo componente (agua) y dos fases (agua líquida y agua sólida), por lo que se trata de un sistema heterogéneo. Cuando un determinado sistema material posee las mismas propiedades intensivas en toda su masa se trata de un sistema homogéneo. Si el sistema está formado por un puñado de sal, no podemos distinguir distintas fases, se trata entonces de un sistema homogéneo que posee un solo componente, la sal, que es una sustancia pura. Si en cambio el sistema está formado por un vaso de agua con una cucharadita de sal, tampoco podemos distinguir distintas fases pero encontramos dos componentes (agua y sal). En este caso se trata de una solución. 3 Es decir, un sistema homogéneo está formado por una única fase y puede estar formado por un solo componente (sustancia pura) o por más de un componente (solución). Una solución está formada por un solvente y uno o más solutos. El solvente es el componente que disuelve al soluto o el que se encuentra en mayor proporción. Por ejemplo, en la solución formada por sal y agua el soluto es la sal y el solvente el agua. No necesariamente el solvente debe ser agua (solución acuosa), ni tampoco necesariamente el solvente debe ser un líquido. Por ejemplo, en el humo hay varios minerales sólidos disueltos en gases, mientras que en la niebla encontramos líquido en gases. Homogéneos Un componente Sustancia pura Dos o más componentes Solución Una fase Sistemas Dos o más fases Cada fase tiene las mismas propiedades intensivas Heterogéneos Pueden tener uno o más componentes Si bien tanto las sustancias puras como las soluciones son sistemas homogéneos, entre ellas hay una diferencia muy importante. 4 Las sustancias puras no pueden separarse por medios físicos en cambio las soluciones sí. Las sustancias puras tienen propiedades físicas determinadas como la densidad, solubilidad, la temperatura permanece constante mientras se da un cambio de estado y tienen una determinada temperatura de fusión y de ebullición. Estas propiedades se utilizan para identificar a una sustancia pura. Las sustancias puras se clasifican en sustancias simples y sustancias compuestas. Las sustancias simples son aquellas formadas por átomos de un mismo elemento. Ejemplos de ellas son el oxígeno gaseoso (O2), el ozono (O3), el nitrógeno gaseoso (N2), el bromo líquido (Br2), el aluminio (Al), el hierro (Fe), etc. Estas sustancias no se descomponen en otras sustancias. Las sustancias compuestas son aquellas formadas por átomos de más de un elemento. Por ejemplo, el agua (H2O) que está formada por átomos de hidrógeno (H) y por átomos de oxígeno (O) , el cloruro de sodio (NaCl), el alcohol etílico (CH3CH2OH), etc. Estas sustancias pueden descomponerse en otras sustancias. Por ejemplo, el agua se puede descomponer mediante la electrólisis en hidrógeno y oxígeno gaseosos. Las soluciones son mezclas homogéneas formadas por más de un componente que se pueden separar por métodos físicos como evaporación o cromatografía. 5 Un solo componente Simples Formadas por átomos de un mismo elemento Compuestas Formadas por átomos de distintos elementos Sustancias puras Sistema homogéneo Dos o más componentes Sus componentes se pueden separar por métodos físicos Solución Hay diversas formas de expresar la concentración de una solución. Veremos tres de ellas: porcentaje masa en masa (% m/m), porcentaje masa en volumen (% m/V) y porcentaje volumen en volumen (% V/V). 1. % m/m: El porcentaje masa en masa es la masa de soluto (medida en gramos) que se encuentra por cada 100 gramos de solución. 2. % m/V: El porcentaje masa en volumen es la masa de soluto (medida en gramos) que se encuentra por cada 100 mililitros o cm 3 de solución. 3. % V/V: El porcentaje volumen en volumen es el volumen de soluto (medido en mililitros o cm3) que se encuentra por cada 100 mililitros o cm 3 de solución. gramos de soluto CADA CADA CADA % m/m % m/V % V/V 100 g de solución 100 cm3 de solución gramos de soluto 6 cm3 de soluto 100 cm3 de solución 1 dm3 masa de soluto masa de solvente 1 litro 1000 ml 1000 cm3 masa de solución La masa de la solución está vinculada con su volumen por medio de la densidad: El siguiente esquema se usa para hacer los cálculos relacionados con la densidad. Solo se deben respetar los niveles de las burbujas para relacionar las tres variables entre sí: m = ρ .V msc ρsc Vsc 7 COMPOSICIÓN CENTESIMAL Es el porcentaje de cada componente en una mezcla. Para obtenerla, se debe calcular la masa de cada componente cada 100 g de muestra. PROBLEMA PARA CALCULAR CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN Y COMPOSICIÓN CENTESIMAL Se preparó una mezcla con 50,0 ml de agua (ρ = 1,00 g/ml), 20,0 ml de etanol (ρ = 0,800 g/ml) y 10,0 g de arena. El agua y el etanol formaron una solución pero la arena no se disolvió. a) Para el sistema final, indicar: número de fases, estado de agregación de cada fase y número e identidad de componentes presentes en cada fase. b) Calcular la composición de la solución, expresada como % V/V. c) Calcular la composición de la solución, expresada como % m/m. d) Calcular la composición centesimal del sistema final. Nuestro sistema es el siguiente: a) Tenemos 2 fases: 8 1 fase líquida formada por la solución de etanol en agua (2 componentes) 1 fase sólida formada por arena (1 componente) b) El % V/V corresponde a los ml de etanol cada 100 ml de solución. Para poder calcularlo debemos considerar que podemos sumar los volúmenes: 50,0 ml agua + 20,0 ml etanol = 70,0 ml solución Por lo tanto: 70,0 ml sc _____ 20,0 ml etanol 100 ml sc ____ x = 28,6 ml etanol Es decir, la solución es 28,6 % V/V c) El % m/m corresponde a los gramos de soluto (es decir de etanol) cada 100 gramos de solución. Por lo tanto, para calcular la masa de solución necesitamos la masa de soluto (etanol) y la masa de solvente (agua). Ambas las calcularemos a partir de sus respectivas densidades (ρ): msv = ρsv. Vsv = 1,00 g/ml . 50,0 ml = 50,0 g sv mst = ρst. Vst = 0,800 g/ml . 20,0 ml = 16,0 g st msc = mst + msv = 16,0 g + 50,0 g = 66,0 g sc Por lo tanto cada 66,0 g de solución hay 16,0 g de soluto: 9 66,0 g sc _____ 16,0 g st 100 g sc _____ x = 24,2 g st es 24,2 % m/m d) El sistema final está formado por la solución y por la arena. Por lo tanto, si quiero calcular su composición centesimal debo considerar la masa total de los componentes: m sistema final = m agua + m etanol + m arena m sistema final = 50,0 g agua + 16,0 g etanol + 10,0 g arena m sistema final = 76,0 g La composición centesimal se calcula a partir de 100 g de sistema: 76,0 g sistema final ____ 50,0 g agua 100 g sistema final __ x = 65,8 g agua 65,8 % agua 76,0 g sistema final ____ 16,0 g etanol 100 g sistema final ___ x = 21,1 g etanol 21,1 % etanol 76,0 g sistema final ____ 10,0 g arena 100 g sistema final ___ x = 13,1 g arena 13,1 % arena NOTAR QUE LA SUMA DE LOS % DEBE DAR 100 %. 10 COMPOSICIÓN ATÓMICA El átomo está formado por un núcleo y una zona extranuclear. En el núcleo se encuentran partículas positivas llamadas protones (p+) y partículas neutras llamadas neutrones (n). En la zona extranuclear se encuentran los electrones que poseen carga negativa. La masa del protón es semejante a la masa del neutrón, pero la masa del electrón es despreciable frente a éstas. Por lo tanto, la masa del átomo está concentrada en el núcleo. Por otro lado, el volumen del núcleo es despreciable frente al volumen de la zona ocupada por los electrones. ÁTOMO NÚCLEO ZONA EXTRANUCLEAR Se concentra toda la masa del átomo PROTONES p+ Volumen del átomo NEUTRONES ELECTRONES e- n Masa despreciable 11 Definiremos dos números importantes, llamados número atómico (Z) y número másico (A): Z: nº atómico= nº p+ ES LO QUE CARACTERIZA AL ELEMENTO Notar que la tabla periódica está en orden de Z creciente A: nº másico= nº p+ + nº n o A= Z + nº n Si X es el símbolo del elemento la notación es: + NUCLEIDO: partícula de la cual conoces su nº p y su nº n EJEMPLOS Z= nº p+= 17 por ser neutro n ºe- = 17 A= Z + nº n entonces nº n = A – Z = 35 – 17 = 18 n 12 IONES: partículas con carga positiva o negativa producidos por la pérdida ó ganancia de electrones: IONES X POSITIVOS NEGATIVOS CATIONES ANIONES Se producen por la PÉRDIDA DE e- Se producen por la GANANCIA DE e- X+ + e- X + e- X- Si tenemos un átomo neutro, significa que tiene el mismo número de protones + que de e- -. es decir, el mismo número de cargas positivas que negativas: + + + - - - 13 y PIERDE 1 e- + + - + - se formará un ión con carga positiva, es decir, un CATION. Si por el contrario, un átomo neutro + + + + + + + + + - - - - - - - - - GANA 1 e-, quedará con carga negativa formando un ANION: + + + + + + + + + - - - - - - - - - 14 - QUÉ ÁTOMOS SON CAPACES DE FORMAR IONES?QUÉ ÁTOMOS SON CAPACES DE FORMAR IONES? Los átomos captan ó liberan electrones hasta quedar con 8 en el último nivel como poseen los gases nobles, que son los que poseen máxima estabilidad. Por lo tanto, todos los átomos de los elementos que se encuentran en el grupo VII A de la tabla periódica, que son los que poseen 7 electrones en su último nivel, captarán 1 electrón para llegar a tener el octeto. Otra forma de entenderlo puede ser pensar que todos los átomos captan ó liberan electrones para quedar con el mismo número de electrones que el gas noble más cercano. Cabe aclarar que al captar ó liberar electrones no se transforman en el gas noble sino que sólo quedan con el mismo número de electrones (isoelectrónico), ya que el número de protones no varía. Por ejemplo, el Cl tiene Z=17, es decir, posee 17 protones y 17 electrones. El gas noble más cercano a él es el 18Ar que posee 18 electrones, entonces el Cl captará 1 electrón. De la misma manera todos los átomos de los elementos del grupo VI A, poseen 6 electrones en el último nivel, por lo que captarán 2 electrones para quedar con 8. Si tomamos como ejemplo de este grupo al 34Se, podemos ver que el gas noble más cercano a él es el 36Kr, como el Se tiene 34 electrones, para tener 36 captará 2 electrones. 15 Por otro lado los átomos de los elementos del grupo IA poseen 1 electrón en el último nivel, pero en el nivel anterior poseen 8 electrones. Por lo tanto, ellos liberarán 1 electrón y así quedarán con el octeto. También se puede entender teniendo en cuenta que liberarán 1 electrón para quedar con el mismo número de electrones que el gas noble más cercano. Por ejemplo, en el caso del 11Na, el gas noble más cercano a él es el 10Ne, por lo tanto liberará 1 electrón: http://www.youtube.com/watch?v=uvZCFupdI4U El Na con Z=11 y A=23 y pierde 1 e- forma un CATIÓN MONOVALENTE O IÓN MONOPOSITIVO: + 11p+ 11p+ 12n 12n 11e- 10e- + e- Notar que el catión sodio tiene 11 p+ y 10 e- . Debido a que tiene 11 cargas positivas y 10 cargas negativas le queda una carga neta positiva que es la que figura en su símbolo: Na+ El Mg con Z=12 y A=24, tiene en su último nivel 2 e-, el gas noble más cercano a él es el 10Ne, por lo que el Mg liberará 16 2 electrones formando un CATIÓN DIVALENTE O IÓN DIPOSITIVO: 2+ 12p+ 12p+ 12n 12n 12e- 10e- + 2 e- El F con Z=9 y A=19 forma un ANIÓN MONOVALENTE O IÓN MONONEGATIVO ya que al captar 1 electrón queda isoelectrónico con el 10Ne: + e- - 9p+ 9p+ 10n 10n 9e- 10e- ANIÓN FLUORURO 17 El S con Z=16 y A=32 tiene 16 electrones por lo que formará un ANIÓN DIVALENTE O IÓN DINEGATIVO para quedar con 18 electrones al igual que el 18Ar que es el gas noble más cercano: + 2 e- 2- 16p+ 16p+ 16n 16n 16e- 18e- ANIÓN SULFURO Notar que en todos los casos el Z y el A del átomo y de su ión COINCIDEN ya que sólo se gana o pierden electrones que no afectan el Z ni el A. IONES ISOELECTRÓNICOS: iones que poseen igual nº de e- por ejemplo Na+, Mg2+, F- (todos tienen 10 e-). A su vez, estos iones son isoelectrónicos con el 18 10Ne. ISÓTOPOS: átomos de un mismo elemento (=Z) que tienen distinta masa (distinto nº n y distinto A) 6n 7n 8n A=12 A=13 A=14 Recordar que el Z caracteriza al elemento, por lo tanto como tienen Z=6 se trata del C. Son isótopos por ser átomos del mismo elemento que tienen distinta masa y por lo tanto distinto nº de neutrones y distinto nº másico A. 19 MAGNITUDES ATÓMICO MOLECULARES UNIDAD DE MASA ATÓMICA (uma): es la doceava parte de la masa del nucleído 12 C. Se representa con la letra u. 1u= 1,66 10-24g De este modo la masa del nucleído 12C es de 12 u. Habiendo tomado como patrón al C se puede expresar la masa de los demás átomos diciendo cuántas veces más pesado es cada uno de ellos que la unidad de masa atómica, es decir expresándolo en u. En la Tabla periódica figuran las masas promedio de todos los isótopos que constituyen cada elemento expresadas en u. Por ejemplo: H: 1,008 u O: 16,0 u Br: 79,9 u es decir es decir es decir 1,008 x 1,66 10-24 g= 1,67 10-24 g 16,0 x 1,66 10-24 g= 2,66 10-23 g 79,9 x 1,66 10-24 g= 1,33 10-22 g NOTAR QUE LOS DATOS QUE FIGURAN EN LA TABLA PERIÓDICA ESTÁN EXPRESADOS EN u Y NO CORRESPONDEN A LAS MASAS EXPRESADAS EN g. Es decir la masa de un átomo de H NO ES 1,00 g sino que es de 1,67 10-24 g. Por otro lado el A coincide con el nº entero más próximo a la masa del nucleído, expresada en u. 20 Los datos de la Tabla Periódica son en realidad el resultado de realizar un promedio ponderado (que tiene en cuenta la abundancia de cada uno) de todos los isótopos naturales. La masa promedio de un elemento se calcula como: Masa promedio = EJEMPLO (7.42%y 6,015 u), (92,58% y 7,016 u) Masa promedio Li= 7,42 %. 6,015 u + 92,58% . 7,016u = 6,942 u 100% De la misma manera recordemos que una molécula es un conjunto de átomos, entonces para calcular la MASA MOLECULAR de una sustancia debemos sumar las masas atómicas expresadas en u teniendo en cuenta su fórmula. Por ejemplo: m(H2SO4) = 2 x 1,00 u + 1 x 32,0 u + 4 x 16,0 u = 98,0 u Esto significa que una molécula de H2SO4 tiene una masa de 98,0 u y NO de 98,0 g. La masa expresada en g será de 98,0 x 1,66 10-24 = 1,63 10-22 g 21 MOL: CANTIDAD de sustancia que contiene 6,02 1023 unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) Nº de Avogadro= NA = 6,02 1023 mol-1 Simplemente tengamos en cuenta que el mol es una cantidad que nos sirve para contar partículas, así como: Docena 12 Centena 100 Mol 6,02 10 23 Este n° resulta muy útil ya que si, por ejemplo, un solo átomo de N tiene una masa de 14,0 u, un mol de átomos (6,02 1023 átomos) pesará 14,0 g: 1 át N ____ 14,0 u ____ 14,0 x 1,66 10-24 g 6,02 1023 át N ____x= 14,0 x 1,66 10-24 x 6,021023g= 14,0 g 1 MOL DE ÁT N 1 Cada vez que nos pregunten responder MOLES. 22 CANTIDAD debemos MASA MOLAR (M): corresponde a la masa de 1 mol de partículas y se expresa en g/mol o lo que es lo mismo g.mol-1. La masa de 1 mol de partículas COINCIDE con el valor de su masa expresada en u. MASA DE UN ÁTOMO DE H Mirar Tabla Periódica m(H) 1,00 u 1,00 x 1,66 10 -24 g = 1,66 10 -24 g MASA DE UN ÁTOMO DE O m(O) Mirar Tabla Periódica 16,0 u 16,0 x 1,66 10 -24 g = 2,66 10 -23 g 23 MASA MOLAR DE H MASA DE 1 MOL DE ÁTOMOS DE H COINCIDE CON EL VALOR QUE APARECE EN LA TABLA PERIÓDICA MH 1,00 g/mol MASA DE 1 MOLÉCULA DE H2O MIRAR TABLA PERIÓDICA 2 VECES m(H) + 1 VEZ m(O) m(H2O)= 2 m(H)+ m(O) m(H2O)= 2. 1,00 u +16,0 u= 18,0 u 24 MASA DE 1 MOLÉCULA DE H2O = 18,O u MASA DE 1 MOL DE MOLÉCULAS DE H2O = 18,0 g MH2O = 18,0 g/mol EJERCICIOS Indicar cuál es la masa y el n° de átomos presentes en 1,50 mol de átomos de Na. En la T.P. vemos que m(Na)= 23,0 u por tanto MNa= 23,0 g/mol 1 mol ______ 23,0 g 1 mol ______ 6,02 1023 át 1,50mol_____ x= 34,5 g 1,50mol ____ x= 9,03 1023 át Indicar cuál es el n° de átomos y la cantidad de átomos presentes en 500 g de Fe. Nºát? CANTIDAD de átomos? = MOLES de átomos? = n En 500 g de Fe En la T.P. m(Fe) = 55,8 u entonces MFe = 55,8 g/mol 55,8g ___1 mol ___ 6,02 1023 át Fe 55,8g ___ 1 mol át 500g ___________ x= 5,39 1024 át Fe 500g ___ x= 8,96 mol 25 Calcular para el Ca3(PO4)2 i) M ii) Masa de 1 molécula o unidad fórmula en u iii) Masa de 1 molécula o unidad fórmula en g m(Ca)= 40,0 u m(P)= 31,0 u m(O)= 16,0 u m (Ca3(PO4)2)= 3x40,0 u+ 2x31,0 u+ 8x16,0 u= 310 u i) MCa3(PO4)2= 310 g/mol ii) m(Ca3(PO4)2) = 310 u iii) 1 unidad f.___ 310 u = 310 x 1,66 10-24g = 5,15 10-22 g Otra forma: 1 mol ___ 6,02 1023 unid. f. ___ 310g 1 unidad f. __ x= 5,15 10-22 g Antes de seguir adelante con los problemas veamos lo siguiente: m(H2SO4)= 98,0 u M H2SO4= 98,0 g/mol 26 1 molécula de H2SO4 98,0 u 2 átomos de H 1 átomo de S 4 átomos de O 2x 1,00 u = 2,00 u 1 x32,0 u = 32,0 u 4x 16,0 u = 64,0 u O por otra parte: 1 mol de moléculas de H2SO4 6,02 10 23 moléculas 98,0 g 2 moles de átomos de H 2x 6,02 1023 átomos de H 1 mol de átomos de S 1x 6,02 1023 átomos de S 4 moles de átomos de O 4x 6,02 1023 átomos de O 27 2 molx 1,00g/mol= 2,00 g 1 molx 32,0g/mol = 32,0g 4 molx 16,0g/mol= 64,0 g EJEMPLOS Calcular para 100g de NH4NO3 i) ii) iii) iv) v) Cantidad de unidades fórmula = moles Nº de unidades fórmula Cantidad de át de N = moles de át de N Nº de át de N Masa de N m (NH4NO3)= 80,0 u entonces M NH4NO3= 80,0 g/mol i) 80,0g NH4NO3 ___ 1 mol unid. NH4NO3 100g NH4NO3 ___ x= 1,25 mol unid. NH4NO3 ii) 80,0 g NH4NO3 ___ 6.02 1023 unid. NH4NO3 100 g NH4NO3 ___ x= 7,53 1023 unid. NH4NO3 iii) 80,0g ___ 1 mol unid. NH4NO3 __ 2 moles át de N 100g _______________________ x= 2,50 moles át de N iv) 80,0g __ 2 moles át de N __ 2 x 6,02 1023 át de N 100g __________________ x = 1,51 1024 át de N v) 80,0g __ 2 moles át de N___ 2 x 14,0g N = 28,0 g N 100g _____________________________ x= 35,0 g N 28 Calcular la masa de CaCO3 que aporta 400 mg de Ca. m (CaCO3) = 1x m(Ca)+ 1x m(C) + 3x m(O) m(CaCO3) = 1x 40,0 u+1x 12,0 u+3x 16,0 u = 100 u MCaCO3= 100 g/mol Según lo anterior cada 100g de CaCO3 el Ca aporta 40,0g Recordar que 400 mg = 0,400 g 40,0 g de Ca ___ 100 g de CaCO3 0,400 g de Ca __ x= 1,00 g de CaCO3 Calcular la masa de CaCO3 que posee el mismo número de átomos de oxígeno que 2,00 moles de H2SO4 . MCaCO3= 100 g/mol En primer lugar debemos calcular cuántos átomos de oxígeno se encuentran en 2,00 moles de H2SO4: 29 1,00 mol H2SO4 _____ 4,00 moles de átomos de O 2,00 moles H2SO4 ___ x= 8,00 moles de átomos de O En segundo lugar averiguamos la masa de CaCO3 en la que se encuentran esos 8,00 moles de átomos de O: Como la masa molar es: MCaCO3= 100 g/mol Resulta: 100 g CaCO3 ___ 1,00 mol moléculas CaCO3 ___ 3,00 mol át O Por lo tanto: 3,00 mol át O ___ 100 g CaCO3 8,00 mol át O ___ x= 267 g CaCO3 VOLUMEN MOLAR ( VM) es el volumen de 1 mol de sustancia ρ = densidad ρ = M/VM ρ = m/V (masa/volumen) (masa molar/volumen molar) Las unidades de V y densidad varían según se trate de líquidos, sólidos o gases: V VM ρ Líq y sól cm3 cm3/mol g/cm3 Gases dm3 dm3/mol g/dm3 30 Calcular el volumen molar para el O2 (g), cuya ρ es de 1,43 g/dm3 (0ºC y 1 atm). MO2 = 32,0 g/mol Entonces: Una masa de 59,8 g de XO2 posee 1,565 1024 átomos de O. Calcular: a) M b) Masa de 1 molécula en u c) Símbolo de X a) 1 mol XO2 ___ 2 moles át O ___ 2 x 6,02 1023 át O Según el dato: 1,565 1024 át O ___ 59,8 g XO2 2 x 6,02 1023 át O __ x = 46,0 g XO2 31 Por lo tanto 46,0 g es la masa que corresponde a 1 mol de moléculas de XO2, es decir es la masa molar: MXO2 = 46,0 g/mol b) m(XO2) = 46,0 u c) MXO2 = 1 x MX + 2 x MO = 46,0 g/mol 1 x MX + 2 x 16,0 = 46,0 g/mol Entonces MX MX = 46,0 – 2 x 16,0 = 14,0 g/mol Por lo tanto, mirando la T.P. X= N En 196 g de una sustancia pura al estado líquido a 25°C y 1 atm, hay 2,00 moles de moléculas. Su densidad en esas condiciones es 1,20 g/ml. Calcular: a) El número de moléculas presentes b) El volumen molar del líquido en esas condiciones c) La masa en gramos de una molécula de la sustancia 32 a. 1,00 mol moléculas ____ 6,02 1023 moléculas 2,00 mol moléculas ___x = 1,20 1024 moléculas b. Como se pide el volumen molar, debemos utilizar: y para ello debemos calcular la masa molar: 2,00 mol moléculas ___ 196 g 1,00 mol moléculas __x= 98,0 g c. Para sacar la masa de 1 molécula debemos recordar que en 1 mol se encuentran 6,02 1023 moléculas, por lo tanto, como 1 mol pesa 98,0 g, resulta: 6,02 1023 moléculas ____ 98,0 g 1,00 molécula ______ x= 1,62 10-22 g 33 ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS MODELO DE BOHR (ÁTOMO DE H) El átomo de H está formado por un núcleo que posee un protón con carga positiva y una zona extra nuclear formada por órbitas circulares (zonas permitidas de energía) en donde el electrón se mueve y mientras lo hace no absorbe ni emite energía (E). El e- se encuentra normalmente en la primer órbita (n=1) que es el nivel de menor energía (que es el más estable), y en ese caso se dice que se encuentra en su estado fundamental. http://www.youtube.com/watch?v=sbEyLdhVgZo Cuando el átomo recibe luz o calor, el e- absorbe E y pasa a una órbita superior, ahora el átomo se encuentra en estado excitado. 34 Cuando el átomo deja de recibir luz o calor pierde E y cae a una órbita más cercana al núcleo (de menor E). Cuando el e- salta de una órbita permitida de mayor E a una de menor E emite (libera) E, y cuando lo hace de una órbita de menor E a una de mayor E absorbe E. Con este modelo sólo se pudo explicar el espectro luminoso del átomo de H. Pero no se pudieron explicar los espectros luminosos de los átomos polielectrónicos. Por ésta razón se descartó el modelo de Bohr y se llegó al modelo actual. MODELO ACTUAL En este modelo se habla de la dualidad onda – partícula, es decir se afirma que los e- pueden comportarse como si fueran ondas. Es decir el mundo atómico no se rige por las mismas leyes que la mecánica clásica. Por otra parte, se dice que cuando efectuamos una medición se produce una interacción con el objeto a medir, por lo que provocamos algún cambio en la magnitud medida. Principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad de una micro partícula. Es decir, no podemos conocer la velocidad y la posición del e- . 35 Por lo tanto, en este modelo se habla de probabilidad de encontrar al e- en una zona determinada alrededor del núcleo. Se planteó entonces una ecuación matemática (ecuación de ondas) para describir el comportamiento del e- que excede a este curso y que tiene como soluciones matemáticas los llamados números cuánticos. Llamamos orbital a la zona del espacio alrededor del núcleo en donde hay mayor probabilidad de encontrar al e- . Si pudiéramos sacar muchas fotos al e- del átomo de H y luego las superponemos veríamos lo siguiente: 1º foto 20º 2º foto 10º foto superpuesta 44 fotos superpuestas En este caso el orbital tiene forma esférica. 36 Pero ese orbital puede tener distintos tamaños. El tamaño del orbital está dado por los niveles (n). Los niveles pueden tomar distintos valores: 1, 2, 3, 4, etc.. Cuanto mayor es el nivel, mayor es el tamaño del orbital y mayor será su energía: NIVEL 1 NIVEL 2 NIVEL 3 DISTANCIA AL NÚCLEO DEL e NIVELES n A MAYOR NIVEL, MAYOR E Y MAYOR TAMAÑO n = 1, 2, 3... MAYOR E A su vez esos orbitales pueden tener distintas formas. Si la forma es esférica se llama orbital s, si la forma corresponde a dos lóbulos unidos por sus extremos es un orbital p, y a formas aún más complicadas se les asignan las letras d y f. 37 s p d d Tendremos entonces los llamados subniveles, que me indicarán el tamaño y la forma del orbital. Hay tantos subniveles como lo indique el número de nivel, es decir, en el nivel 1 hay 1 subnivel que lo llamaremos subnivel 1s, en el nivel 2, habrá 2 subniveles que los llamaremos 2s y 2p, en el nivel 3 habrá 3 subniveles (3s, 3p y 3d) y en el nivel 4 habrá 4 subniveles (4s, 4p, 4d y 4f). Dentro de un mismo nivel, el orbital s tiene menos energía que el orbital p y éste menos energía que el orbital d y el de mayor energía será el orbital f. Es decir, el subnivel 2s tiene menos energía que el subnivel 2p, pero el subnivel 2p tiene menos energía que el 3s ya que su nivel es inferior. 38 FORMA DEL ORBITAL s ,p ,d ,f SUBNIVEL EXISTEN TANTOS COMO LO INDIQUE EL Nº DE NIVEL s, p, d, f ... MAYOR E subnivel subnivel 1s 2s orbital tipo s: forma esférica o.tipo p:forma de 2 lóbulos esferoidales 39 nivel 1 orbital s subnivel 1s nivel 2 orbitales syp subniveles 2s 2p nivel 3 orbitales subniveles s, p y d 3s 3p 3d nivel 4 orbitales subniveles s,p,d y f 4s 4p 4d 4f A su vez los orbitales pueden tener distintas orientaciones en el espacio, por ejemplo, s tiene una única orientación en el espacio, mientras que p tiene 3 orientaciones en el espacio, conocidas como px, py y pz, d tiene 5 orientaciones espaciales y f tiene 7 orientaciones. Orientaciones en el espacio de p: 40 En cada una entran un máximo de 2 e- por lo que resulta: orbital s forma 1 orientación en el espacio esférica 3 orientaciones en el espacio forma orbital p lobular orbital d 5 orientaciones en el espacio entran un máximo de 10 e- orbital f 7 orientaciones en el espacio entran un máximo de 14 e- px, py, pz 41 entran un máximo de 2 e- entran un máximo de 6 e- CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (CE): es la expresión que indica la ubicación de los e- . Un átomo es más estable cuanto menos E posee, por lo que los e- se ubicarán en el lugar de menor E posible (estado fundamental). CEN? ZN = 7 es decir el N tiene 7 p+ y 7 e- Debemos ubicar 7 e- en el lugar de menor E posible. Tener en cuenta que: 1, 2, 3, 4... s, p, d, f... mayor E mayor E Es decir: 1s 2s mayor E 2s 2p mayor E Entonces los 2 primeros electrones los ubicaremos en el subnivel 1s (ya que en s entran un máximo de 2 e-). Eso se escribe: (1s)2 . 42 Todavía nos restan ubicar 5 e-, en el nivel 1 no hay más lugar entonces pasamos al n=2 y ubicamos 2 e- en el subnivel 2s, de esta forma: (2s)2. Allí no hay más lugar por lo que empezaremos a ocupar el subnivel 2p. Si bien en él entran un máximo de 6 e-, sólo debemos ubicar 3e-, es decir, (2p)3. En definitiva nos queda: CEN = (1s)2 (2s)2 (2p)3 También se considera correcto: CEN = 1s2 2s2 2p3 En lo sucesivo para realizar CE utilizaremos la regla de las diagonales que nos dará el orden correcto de llenado: REGLA DE LAS DIAGONALES 43 Es decir que el orden de llenado será: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p... Indicar cuáles son los subniveles en los 4 primeros niveles n=1 subnivel: 1s n=2 subniveles: 2s, 2p n=3 subniveles: 3s, 3p, 3d n=4 subniveles: 4s, 4p, 4d, 4f Escribir la CE del Al, del K y del As CEAl? CEK? CEAs? ZAl = 13 ZK = 19 ZAs = 33 CEAl = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)1 CEK = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)1 CEAs = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2 (3d)10 (4p)3 44 Escribir la CE del Rb, del S y del Pb teniendo en cuenta la configuración del gas noble anterior. Para resolver este problema debemos observar la última columna de la T.P., que corresponde a los gases nobles (GN, grupo VIII A ó 18): CERb =? ZRb = 37 por lo que el GN anterior es el Kr: CERb = [Kr] (5s)1 (notar que el Kr completa el nivel 4 entonces el electrón que falta va en 5s) CES =? ZS = 16 por lo que el GN anterior es el Ne: CES = [Ne] (3s)2 (3p)4 45 CEPb =? ZPb = 82 el GN anterior es el Xe que tiene 54 e- pero faltan 28 e- : CEPb = [Xe] (6s)2 (4f)14 (5d)10 (6p)2 Para los átomos del ejercicio anterior escribir sólo la CE correspondiente al nivel de mayor E. Rb: (5s)1 S: (3s)2 (3p)4 Pb: (6s)2 (6p)2 46 CONFIGURACIÓN ELECTRONICA DE IONES Recordemos que la carga del ión nos indica el balance entre las cargas positivas (p+) y las cargas negativas (e-). 2+ 20Ca 20 p+ 18 e- Del balance de 20 cargas positivas y 18 cargas negativas resultan 2 cargas positivas (2+) Entonces para hacer la CE del Ca2+ ubicaremos 18 e- CE20Ca2+ = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 De la misma forma para: 234Se 34 p+ 36 e- CE 34Se2- = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2 (3d)10 (4p)6 47 75 3- X y 38R2+ son iones isoelectrónicos. Dar El símbolo de X e indicar su n° de neutrones. 75 3- X ISOELECTRÓNICOS (= nº de e -) 2+ 38R X? nºnX? 2+ 38R 38 p+ 36 e- Entonces 75 3- X tiene 36 e- y 3 cargas negativas netas, por lo que tiene 33 cargas positivas (33 p+) 3- 33 p+ es decir ZX = 33 36 eComo X tiene 33 p+, se trata del As. Para sacar el nºn, recordemos: Nºn = A – Z = 75 – 33 = 42 n 48 El catión 38E+ posee igual n° de protones que de neutrones y es isoelectrónico con 40R. Indicar cuál es el n° de neutrones de R. 38 + E nºp+ = nºn nºn 40R? Isoelectrónico con 40R A = nº p+ + nº n 38 = nº p+ + nº n y como nºp+ = nºn Resulta nºp+E+ = 38/2 = 19 p+ entonces 38 + E 19 p+ 18 e- Y por lo tanto, 40R tiene 18 e- (isoelectrónico) y por ser neutro 18 p+, es decir Z = 18. Entonces: nºn 40R = A – Z = 40 – 18 = 22n 49 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA EXTERNA (CEE) Es la configuración electrónica de los pertenecientes a los niveles más externos. electrones Para determinarla, en principio se busca la primera vez que aparece el nivel más alto y de ahí en adelante todo (luego veremos que en algunos casos no es así): CEAl = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)1 CEEAl = (3s)2 (3p)1 CEK =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)1 CEEK = (4s)1 CEZn =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2 (3d)10 CEEZn=(4s)2 (3d)10 CESc = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2 (3d)1 CEESc = (4s)2 (3d)1 Tener en cuenta que se deben eliminar los orbitales d o f INTERMEDIOS que estén completos. CEAs=(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2 (3d)10 (4p)3 CEEAs = (4s)2 (4p)3 CEBi = [Xe] (6s)2 (4f)14 (5d)10 (6p)3 50 CEEBi = (6s)2 (6p)3 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS (TABLA PERIÓDICA) La Tabla Periódica (TP) está hecha en orden creciente de Z. Para poder comprenderla comenzaremos a armarla ubicando la CEE correspondiente. Veamos algunas CE: 1H = (1s)1 = (1s)2 2He 5B =(1s)2 (2s)2 (2p)1 6C =(1s)2 (2s)2 (2p)2 7N = (1s)2 (2s)2 (2p)3 8O = (1s)2 (2s)2 (2p)4 9F = (1s)2 (2s)2 (2p)5 = (1s)2 (2s)2 (2p)6 10Ne 18Ar 19K = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)1 20Ca =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2 21Sc =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2(3d)1 30Zn =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2(3d)10 31Ga =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2(3d)10(4p)1 51 (1s) 1 II A 2 III A 13 IV A 14 V A 15 VI A 16 VIIA17 (2s)1 (2s)2 (3s)1 (3s)2 III B 3 IV B 4 (4s)1 (4s)2 (4s)2(3d)1 (5s)1 (5s)2 (5s)2(4d)1 (6s)1 (7s)1 (1s) 2 (2s)2(2p)1 (2s)2(2p)2 (2s)2(2p)3 (2s)2(2p)4 (2s)2(2p)5 (2s)2(2p)6 V B 5 VI B 6 VII B 7 VIII B 8 VIII B 9 VIII B 10 I B 11 II B 12 (3s)2(3p) 1 (3s)2(3p)2 (3s)2(3p) 3 (3s)2(3p)4 (3s)2(3p)5 (3s)2(3p) 6 (4s)2(3d)2 (4s)2(3d)3 (4s)1(3d)5 (4s)2(3d)5 (4s)2(3d)6 (4s)2(3d)7 (4s)2(3d)8 (4s)1(3d)10 (4s)2(3d)10 (4s)2(4p)1 (4s)2(4p)2 (4s)2(4p)3 (4s)2(4p)4 (4s)2(4p)5 (4s)2(4p)6 (5s)2(4d)2 (5s)2(4d)3 (5s)1(4d) 5 (5s)2(4d)5 (5s)2(4d)6 (5s)2(4d)7 (5s)2(4d)8 (5s)1(4d) 10 (5s)2(4d)10 (5s)2(5p)1 (5s)2(5p)2 (5s)2(5p)3 (5s)2(5p)4 (5s)2(5p)5 (5s)2(5p)6 (6s)2 (6s)2(6p) 1 (6s)2(6p)2 (6s)2(6p) 3 (6s)2(6p)4 (6s)2(6p)5 (6s)2(6p) 6 (7s)2 (7s)2(7p)1 (7s)2(7p)2 (7s)2(7p)3 (7s)2(7p)4 (7s)2(7p)5 (7s)2(7p)6 BLOQUE s BLOQUE d BLOQUE p BLOQUE f 52 IA VIII A Los elementos se clasifican en grupos de acuerdo a dónde se encuentra ubicado el último e-: último een s ó en p Elementos Representativos Grupos A último een d Metales de Transición Grupos B último een f Metales de Transición Interna Además la T.P. se divide en GRUPOS (columnas) que reciben su nombre según la suma de los e- de la CEE y en los cuales los elementos tienen propiedades físicas y químicas semejantes. Cabe aclarar, que el H no es un metal alcalino y no posee las mismas características que ellos. Sólo se coloca allí por tener CE similar. Al contrario, el He ES un gas noble (GN) aunque no posea CEE de la forma (ns)2(np)6. Los metales de transición no tienen nombres especiales. Al igual que en los grupos A, su nombre viene dado por la suma de los e- de la CEE. (Recordar que son grupos B por tener su último e- en d). 53 18 14 2 13 IVA 15 TRANSICIÓN INTERNA GASES NOBLES o GASES INERTES (ns)2(np)6 METALES DE HALÓGENOS (ns)2(np)5 TRANSICIÓN VIA 17 IIIA CALCÓGENOS o G. DEL O (ns)2(np)4 DE GRUPO DEL N (ns)2(np)3 METALES ALCALINOS (ns)1 54 GRUPO DEL C (ns)2(np)2 TRIELOS Ó GRUPO DEL Al (ns)2(np)1 METALES METALES ALCALINO-TÉRREOS (ns)2 GRUPOS B 16 VIIA VA IIA H VIIIA IA 1 La forma general de la CEE de los Metales de Transición es: CEE GRUPO (ns)2((n-1)d)1 IIIB (ns)2((n-1)d)2 IVB (ns)2((n-1)d)3 VB (ns)1((n-1)d)5 VIB (ns)2((n-1)d)5 VIIB (ns)2((n-1)d)6 VIIIB (ns)2((n-1)d)7 VIIIB (ns)2((n-1)d)8 VIIIB (ns)1((n-1)d)10 IB (ns)2((n-1)d)10 IIB Además la T.P. se divide en PERÍODOS (filas). El nº de período está dado por el n mayor de la CEE. Por ejemplo el 22Ti tiene CEE = (4s)2 (3d)2 entonces se encuentra en el 4º período 55 1º 2º 3º 4º Ti 5º 6º 7º Observar que sólo en el caso de los GN el 1º elemento (He) se encuentra en el 1º período; para el resto de los representativos el 1º elemento se encuentra en el 2º período, (por ejemplo el 2º halógeno se encuentra en el 3º período). Por último veamos donde se encuentran ubicados los metales, los no metales y los metaloides que son los elementos que no tienen propiedades bien definidas: H B Si Ge As Sb Te Po 56 Por todo lo visto, podemos ver que con sólo tener como dato el Z, podemos hacer la CE y luego con la CEE sacar grupo y período al que pertenece el elemento. A partir de la CEE indicar Grupo y Período CEE = (3s)1 3º período, grupo IA ó 1 CEE = (4s)2 4º período, grupo IIA ó 2 CEE = (3s)2 (3p)2 3° período, grupo IVA ó 14 CEE = (5s)2 (5p)3 5º período, grupo VA ó 15 CEE = (2s)2 (2p)2 CEE = (5s)1 2º período, grupo IVA ó 14 5º período, grupo IA ó 1 57 Indicar Grupo y Período i) Z = 19 K CE = (1s)2(2s)2(2p)6(3s)2(3p)6(4s)1 CEE = (4s)1 4º período Gr. IA ó 1 ii) Z es una unidad mayor que la del 3º halógeno El 3º halógeno es el Br (ojo!! 4º período) que tiene Z = 35 Entonces el elemento es el de Z = 36 (Kr) CE = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 CEE = 4s24p6 4º período Grupo VIIIA iii) X2- isoelectrónico con Ne El Ne tiene Z = 10 es decir, tiene 10 p+ y 10e- , por lo tanto, X2tiene 10 e-: X2- 10 e- X (al igual que X2- ) posee 8 p+ ( O), y por tanto 8 e- 8 p+ CEX = (1s)2(2s)2(2p)4 CEE = (2s)2(2p)4 2º período Grupo VIA ó 16 Notar que se pide grupo y período del elemento X y no del anión X2- ya que aniones y cationes no se pueden ubicar en la T.P. 58 FORMACIÓN DE IONES H Gana ó pierde Forma CEE= (1s)1 1 e- H+ y H- IA Metales Alcalinos Pierden 1 e- X+ CEE= (ns)1 IIA Me Alcalino-térreos Pierden 2 e- Forman cationes divalentes X2+ CEE= (ns)2 VIIA Ganan 1 Halógenos e- Forman aniones monovalentes X- CEE= (ns)2(np)5 VIA Calcógenos CEE= Forman cationes monovalentes Ganan 2 e- Forman aniones divalentes X2- (ns)2(np)4 Los iones formados serán isoelectrónicos con el GN posterior ó anterior, según ganen ó pierdan erespectivamente. 59 Identificar al elemento X si X2+ es isoelectrónico con ClX2- es isoelectrónico con el 3° gas noble X2- es isoelectrónico con el ión que forma el 3° Metal alcalino i) ii) iii) i) X? X2+ isoelectrónicos Cl- 17Cl Entonces X2+ tiene 18 e- 17 p+ 18 e- X2+ ii) X? 18 e- Es decir que X2+ tiene 20 p+ y por tanto 20 p+ también X tiene 20 p+. Entonces X = Ca X2- isoelectrónicos 3º GN 3º GN = 18Ar El 18Ar tiene 18 p+ y 18 e-, entonces X2- tiene 18 e- X2- 18 e- X2- 16 p+ X 16 p+ entonces X = S 60 iii) X? Si su anión divalente es isoelectrónico con el catión que forma el tercer metal alcalino. X219K isoelectrónicos (3º Me alcalino = K) + 19K + 19 p+ 18 e- X2- 18 e- X2- 16 p+ X Por lo que X = S 61 16 p+ PROPIEDADES PERIÓDICAS En este curso veremos: RADIO ATÓMICO (RA) ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI) Luego veremos que con la EI se vinculan la electronegatividad, la tendencia a formar aniones ó cationes y el carácter metálico. RADIO ATÓMICO (RA) Es la distancia entre el centro del núcleo y el nivel más externo. Para determinarlo se toma la mitad de la distancia entre los núcleos de 2 átomos iguales. Se mide en nanómetros nm (1nm = 1 10-9 m) ó en picometros pm (1 pm = 1 10-12 m). Variación del RA dentro de un grupo: Analicemos el grupo IA: Elemento 3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs 87Fr Z=p+ (carga nuclear) 3 11 19 37 55 87 Zef (carga nuclear efectiva) 1 1 1 1 1 1 62 CEE 2s1 3s1 4s1 5s1 6s1 7s1 Nivel (n) 2 3 4 5 6 7 Donde Zef= carga nuclear efectiva= Z – n° de electrones internos Niveles: 2 3 p+ N° de electrones internos: 2 Zef= 3-2 = 1 3Li Niveles: 3 11 p+ N° de e- internos: 10 MAYOR EFECTO PANTALLA Zef= 11-10 = 1 11Na Como vemos dentro de un grupo, a medida que aumenta el Z (carga nuclear), la carga nuclear efectiva permanece constante, ya que a medida que aumenta el n° de protones también aumenta el n° de electrones ubicados en las capas internas. Es decir, el “efecto pantalla” que tiene que ver con el apantallamiento producido por los electrones internos (que “tapan” la carga nuclear que le llega a los electrones de la última capa) va aumentando a medida que aumenta el Z dentro de un grupo provocando que la carga nuclear 63 efectiva no varíe, es decir que a pesar de que el n° de protones aumenta no aumenta la atracción del núcleo por los electrones. Los electrones de las capas internas son muy eficientes para apantallar la carga nuclear, pero los electrones de la misma capa externa casi no se apantallan unos con otros. Por lo tanto, dentro de un mismo grupo, diremos que al aumentar el Z, la carga nuclear efectiva no varía (debido al aumento del efecto pantalla), aumenta el nivel y con él, el tamaño del orbital, es decir el radio atómico: A mayor Z igual Zef mayor nivel mayor efecto pantalla mayor tamaño del orbital mayor Radio Atómico Es decir: rLi ‹ rNa ‹ rK ‹ rRb ‹ rCs ‹ rFr 64 Cabe aclarar que aunque aumenta la carga nuclear, la carga nuclear efectiva que produce una mayor atracción del núcleo por el último e- NO VARÍA, el efecto más importante es el aumento del tamaño del orbital debido al aumento de nivel. Variación del RA dentro de un período: Elemento Z (carga nuclear) Zef (carga nuclear ef) 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 3 4 5 6 7 8 9 10 1 2 3 4 5 6 7 8 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6 2s1 2s2 CEE 2s22p 1 Nivel (n) 2 Analicemos el 2º período: Niveles: 2 3 p+ N° de electrones internos: 2 Zef= 3-2 = 1 3Li Niveles: 2 4 p+ N° de electrones internos: 2 Los 2 tienen el mismo efecto pantalla 4Be Zef= 4-2 = 2 65 Dentro de un período, a medida que aumenta el Z también lo hace la carga nuclear efectiva ya que el n° de electrones internos no varía (igual efecto pantalla). Por ello aumenta la atracción del núcleo por los electrones ubicados en la última capa y como consecuencia disminuye el radio atómico. A mayor Z igual nivel y efecto pantalla mayor Zef mayor atracción del núcleo por los e- menor Radio Atómico Es decir: rLi › rBe › rB › rC › rN › rO › rF › rNe Por lo tanto la variación del RA en la T.P. será de la siguiente forma: 66 Si nos piden que comparemos el RA de 2 elementos que no se encuentran ni en el mismo grupo, ni en el mismo período, se busca un 3º elemento que conecte a ambos para poder compararlos. Comparar el rF con el rNa En 1º lugar, ubicamos los elementos en la T.P. Mayor RA IA VIIA Li F Na Mayor RA rF ‹ rLi rF ‹ rNa rLi ‹ rNa 67 ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI) Es la mínima E que hay que entregar a un átomo gaseoso para arrancarle su último e-. Cuanto mayor es el radio atómico, significa que el último electrón se encuentra más alejado del núcleo. Cuanto más alejado esté el último electrón del núcleo menos atraído estará por él, por lo tanto habrá que entregar menos energía para poder arrancarlo. Variación de la EI dentro de un grupo Analicemos el grupo IA: Elemento Z (carga nuclear) Zef CEE Nivel (n) 2 3 1 2s1 3Li 1 3 11 1 3s 11Na 1 4 19 1 4s 19K 1 5 37 1 5s 37Rb 1 6 55 1 6s 55Cs 1 87 1 7s 7 87Fr 11 p+ 3 p+ 3Li 11Na 68 Niveles: 2 Niveles: 3 N° de electrones internos: 2 N° de e- internos: 10 Mayor efecto pantalla Zef= 3-2 = 1 Zef= 11-10 = 1 Ultimo e- más lejos del núcleo y menos atraído. Se debe entregar menos E para arrancarlo. El Na posee un radio mayor, por lo que su último electrón está menos atraído que el del Li y por lo tanto habrá que entregar menos energía para poder arrancarlo y formar el catión. A mayor Z igual Zef mayor nivel mayor efecto pantalla mayor tamaño del orbital menor atracción del núcleo por el último e- menor EI 69 EILi › EINa › EIK › EIRb › EICs › EIFr Es decir: Variación de la EI dentro de un período Analicemos el 2º período: Elemento 3Li 4Be Z (carga nuclear) 3 4 1 2 Zef 2s1 2s2 CEE Nivel (n) 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 5 3 6 4 7 5 8 6 9 7 10 8 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6 2 Niveles: 2 3 p+ N° de electrones internos: 2 Zef= 1 3Li Niveles: 2 4 p+ N° de electrones internos: 2 Tienen igual efecto pantalla 4Be Zef= 2 Mayor carga nuclear Mayor atracción por el eSe debe entregar más E para arrancarlo 70 A mayor z Es decir: igual nivel y efecto pantalla mayor Zef mayor atracción del núcleo por los e- mayor EI EILi ‹ EIBe ‹ EIB ‹ EIC ‹ EIN ‹ EIO ‹ EIF ‹ EINe Si los elementos a comparar no se encuentran ni en el mismo grupo, ni en el mismo período, se procede igual que con el RA. Es decir que la EI varía en la T.P. de la siguiente forma: Li Ne (mayor EI) Fr 71 La EI está vinculada con otras propiedades: Tendencia a formar cationes. Tendencia a formar aniones. Carácter metálico. Electronegatividad. Menor EI Pierde efácilmente Mayor tendencia a formar cationes Mayor carácter metálico Menor tendencia a formar aniones Menor electronegatividad Ya que cuanta menos energía debo entregar para arrancar el último e- es porque tiene más tendencia a producir cationes, es decir, mayor carácter metálico. Por otra parte, la electronegatividad es la capacidad de un átomo de atraer hacia sí los e- de una unión con otro átomo. Los valores de las electronegatividades están dadas por la escala de Pauling, donde se le asigna la máxima electronegatividad al F con un valor de 4,0. 72 ENLACES Y COMPUESTOS QUÍMICOS Por todo lo visto en la serie anterior resulta: H NO METALES CAPTAN eALTA EI METALES BAJA EI CEDEN e- BAJA EL. Vimos que los átomos tienden a unirse compartiendo ó transfiriendo electrones de tal forma de completar el octeto y así tener la CE del GN (8 electrones en el nivel más externo). Tener en cuenta que el H se completa con 2 electrones. De acuerdo a si el enlace se produce cuando se comparten entre átomos pares de electrones, ó cuando se transfieren electrones originando iones, el enlace será COVALENTE ó IÓNICO. 73 ENLACE COVALENTE Se comparten pares de electrones. Se da entre átomos de alta electronegatividad y su diferencia de electronegatividades debe ser menor a 2. Tomaremos como generalidad que se produce entre no metales (NoMe) salvo que se indique lo contrario. Se forman moléculas. A partir de ahora trabajaremos sólo con los electrones de la CEE, es decir que indicaremos el grupo para saber cuántos electrones posee en la capa exterior. Los marcaremos en forma de puntos alrededor del símbolo (notación de Lewis: Cl pertenece al grupo VIIA H2 H ∙ ∙ H Estructura de Lewis Para hacer la fórmula desarrollada pondremos una línea ( — ) por cada par de electrones compartidos. H—H Fórmula desarrollada 74 Cl2 Cl — Cl O2 O = O (enlace covalente doble) N2 (enlace covalente triple) Si la molécula está formada por átomos iguales, ambos atraen por igual a los electrones de la unión por lo que resulta que el enlace covalente será no polar (la distribución de carga ó nube electrónica está distribuida en forma simétrica). Si en cambio la molécula está formada por átomos distintos, la distribución electrónica no será simétrica y el enlace será polar. Una unión covalente es más polar cuanto mayor es la diferencia de electronegatividades de los átomos que se unen. 75 Si la molécula está formada por más de 2 átomos, podremos saber la polaridad del enlace pero para saber la polaridad de la molécula debemos conocer su geometría. SO2 (dióxido de azufre) S VIA Distribuyo simétricamente O VIA O S O Distribuyo los electrones de afuera hacia adentro. El O necesita 2 electrones que se los da el S por medio de un enlace doble El S recibió los 2 electrones del O y quedó completo Por lo tanto comparte sus 2 electrones con el otro O pero no recibe electrones de éste, formando un enlace covalente dativo ó coordinado que se indica con una flecha en la fórmula desarrollada. 76 O=S O Por lo tanto la molécula de dióxido de azufre posee 2 enlaces covalentes polares, uno doble y otro coordinado. Más adelante veremos que la molécula también es polar. CH4 (metano) C: IVA Cada enlace C-H resulta covalente polar, aunque veremos más adelante que la molécula de metano es no polar. 77 CO2 (dióxido de carbono) El O necesita 2 electrones que se los da el C y forman un enlace covalente doble Entonces resulta Cada enlace C-O será covalente polar pero la molécula será no polar debido a su geometría lineal. (Esto lo veremos en el tema Geometría Molecular y polaridad). P2O5 (pentóxido de difósforo) Ordenamos simétricamente: 78 P : VA Empezamos a ubicar los electrones de afuera hacia adentro: El O quedó completo y el P también, entonces el P se unirá a los otros 2 O por medio de un enlace covalente dativo y un enlace covalente simple: Ahora se completa simétricamente: Estructura de Lewis F. desarrollada 79 Oxoácidos: HxNoMeOy Aquí la distribución no es la más simétrica, sino que siempre se ubica al NoMe en el centro, se lo rodea de los O y los H van unidos a los O: NoMe O H H2SO3 ácido sulfuroso S: VIA nº oxidación S: -2,+4,+6 (+4 corresponde al n º de electrones que forman parte de los enlaces). Se comienza de afuera hacia adentro: a cada H le falta 1 electrón que se lo da el O por un enlace simple. Entonces a esos O le falta 1 sólo electrón que se los da el S por medio de un enlace simple: El S queda completo (6 electrones propios y 2 que acaba de recibir): 80 Por lo tanto se une al último O por medio de un enlace dativo: Notar que de los 6 electrones del S sólo 4 formaron enlaces por lo que su nº de oxidación es +4. HBrO ácido hipobromoso Br: VIIA nº oxidación: -1,+1,+3, +5, +7 Se usa la terminación OSO para el menor nº oxidación y ICO para el mayor. Si- como en el caso de los halógenos- tienen 4 nº oxidación Se agregan los prefijos HIPO para el menor y PER para el mayor. Ojo! Aunque en la fórmula el H está al lado del Br, recordar que en estas estructuras, el H va unido al O: 81 Notar que de los 7 electrones del Br sólo uno forma enlace, por lo que el nº oxidación del Br es +1. ENLACE IÓNICO Se transfieren electrones. Se da entre elementos que posean una diferencia de electronegatividad mayor que 2. Se forman redes cristalinas entre iones, NO MOLÉCULAS. Diremos que generalmente se da entre metales (Me) y metales (NoMe). NaCl (cloruro de sodio) Na ∙ e- Na+ Na: IA (Me) Cl: VIIA (NoMe) catión sodio anión cloruro Como el Na cede 1 electrón y el Cl lo capta: 82 no Na CaS (sulfuro de calcio) Ca: IIA (Me) ∙ Ca ∙ e- Ca2+ Ca S: VIA (NoMe) catión calcio 2- 2+ MgCl2 cloruro de magnesio (NoMe) Mg: IIA (Me) Cl: VIIA Como el Mg cede 2 e- y el Cl capta sólo 1, se necesitan 2 Cl: Mg 2+ 2 Co2O3 óxido de cobalto (III) Co: Me de transición Nº ox: +2, +3 O : VI A 83 2 Co 3+ 2- 3 ESTRUCTURA DE LEWIS DE IONES NO3- oxoanión nitrato N: VA nº oxidación N: -3, +3,+5 (en estas estructuras el NoMe tiene nº oxidación positivo). Comenzamos por ubicar los O alrededor del N y colocar el electrón que corresponde a la carga negativa. Este electrón siempre se ubica sobre el O (por ser el más electronegativo); nunca sobre el átomo central. Como el O tiene además 6 electrones sólo le falta uno que se lo da el N por medio de un enlace simple: 84 El N tiene 5 electrones propios y acaba de ganar uno, por lo que le faltan 2 electrones. No puede recibir uno de cada O porque, en ese caso, los O quedarían con 7 electrones. Por lo tanto, debe recibir los 2 electrones del mismo O por medio de un enlace doble y realizar un enlace dativo con el O restante: NH4+ H∙ catión amonio H+ + 1 e- El H pierde 1 electrón y queda sin ninguno, por lo que necesita 2 electrones que se los da el N por medio de un enlace covalente dativo. La carga positiva no se pone sobre el H sino afuera del corchete: 85 Su fórmula desarrollada será entonces: ESTRUCTURAS DE OXOSALES (MeNoMeO) Recordar que en las oxosales el NoMe siempre actúa con estado de oxidación positivo. Forman compuestos con enlaces iónicos, ya que resulta de la unión de Me y NoMe. NaNO2 nitrito de sodio Na: IA Me +1 N: VANoMe -3, +3, +5 coval. iónico O: VIA NoMe -2 Como regla general debemos saber que (NoMeO) tendrá una carga negativa (NoMeO)- si el NoMe pertenece a un grupo impar y tendrá dos cargas negativas (NoMeO)2- si el NoMe pertenece a un grupo par. 86 No Me No Me Grupo impar Grupo par (NoMeO)- (NoMeO)2- Además, como el Na tiene una carga positiva, todo el resto (NO2) debe tener una carga negativa: Na Del mismo modo que antes, completamos el oxoanión: Na Por lo que su fórmula desarrollada será: Na CaSO4 sulfato de calcio Ca: IIA S: VIA Me NoMe -2, +4, +6 O: VIA NoMe 87 +2 -2 Por lo dicho anteriormente, el Ca tendrá 2 cargas positivas y el (SO4) dos cargas negativas: Ca2+ y (SO4)2- 22+ Ca Fe(ClO3)2 clorato de hierro(II) Cl: VIIA Fe 2+ Fe: Me de transición +2 NoMe -1, +1, +3, +5, +7 2 Su fórmula desarrollada será: Fe 2+ 2 En donde decimos que entre el Fe2+ y el (ClO3)- hay unión iónica y además tenemos 2 enlaces covalentes simples y 4 enlaces covalentes dativos. 88 Co2(SO3)3 sulfito de cobalto(III) Co: Me de transición +3 S: VIA NoMe 2- 2 Co 3+ 3 89 -2, +4, +6 ESTRUCTURAS DE HIDRÓXIDOS: Me(OH)x El estado de oxidación del Me coincide con el valor de x. El grupo oxhidrilo (OH)- siempre tiene carga -1. Ag(OH) hidróxido de plata Ag: Me de transición O: VIA NoMe H NoMe +1 -2 -1, +1 El H solo actúa con estado de oxidación -1 cuando se combina con Me. La Ag queda con una carga positiva y el electrón que perdió lo capta el O del (OH)-. Ag Pb(OH)2 hidróxido de plomo(II) Pb 2+ 2 90 Pb: IVA Me ojo! +2, +4 K3PO4 ortofosfato de potasio K: IA Me P: VA NoMe +1 -3, +3, +5 Ojo!! El anión ortofosfato tiene 3 cargas negativas (PO 4)3- a pesar de que el P pertenece al grupo VA. 3- 3 K PROBLEMA: formar un oxoanión TRIATÓMICO (3 átomos en total, NO 3 átomos de O) del 1º elemento del grupo 15 (VA). 91 NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS Para entender este tema es necesario conocer los números de oxidación que, como dijimos anteriormente corresponden al n º de e- que forman parte de los enlaces químicos. En todas las fórmulas se ubica adelante el metal (Me) ó el de estado de oxidación positivo y atrás el de estado de oxidación negativo. La suma de los n º de ox de un compuesto neutro debe ser cero. Números de oxidación IA VIA VIIA O F +1 -2 -1 HNoMe El resto El resto H IIA VA -1 -3 -2 -1 MeH En binarios sin O En binarios sin O En binarios sin O Resto del grupo +3 y +5 +4 y +6 +1,+3,+5,+7 +1 +2 En binarios con O En binarios con O En binarios con O y en ternarios y en ternarios y en ternarios 92 La suma de los n°de oxidación es cero en un compuesto neutro +2+6-8=0 +1+6-2 H2SO4 La suma de los n° de oxidación es igual a la carga del ión +4-6=-2 +4-2 SO32- COMPUESTOS BINARIOS Me+[NoMe]- Nº de oxidación POSITIVO -2 Metal O Me + NoMe NoMe O Me + O unión IÓNICA unión unión IÓNICA COVALENTE 93 Hidruros Hidruro de Metal(n° de oxidación) MeH Unión iónica Hidrácidos No Metaluro de hidrógeno HNoMe Unión covalente Óxidos Básicos Óxido de Metal (n° de oxidación) MeO Unión iónica Óxidos Ácidos Óxido de No Metal (n° de oxidación) NoMeO Unión covalente Sales No Metaluro de Metal (n° de oxidación) MeNoMe Unión iónica HIDRUROS: MeHx H: -1 ¿Qué pasos se deben seguir para encontrar la fórmula y el nombre? Supongamos que queremos conocer la fórmula del hidruro formado por sodio (Na) e hidrógeno (H). Buscamos los números de oxidación: H: -1 Na:+1 Ubicamos el metal adelante y el hidrógeno atrás según MeHx donde x coincide con el número de oxidación del sodio: NaH (cuando la x=1 no se coloca el 1) El nombre será: hidruro de sodio (no se aclara el número de oxidación del sodio ya que posee un solo número de oxidación). Otra forma de obtener la fórmula es cruzando los números de oxidación sin tener en cuenta los signos, de esta forma se logra obtener la fórmula ya que la suma de los números de oxidación dará cero. 94 +1 -1 NaH Como son unos, no se colocan. En este caso en particular debíamos notar que con un átomo de cada uno, la suma de los números de oxidación da cero. Por lo tanto esa es la fórmula. Si queremos combinar el hidrógeno con el magnesio (Mg) seguimos los siguientes pasos: Buscamos los números de oxidación: H:-1 Mg:+2 Formamos el hidruro según MeHx donde x coincide con el número de oxidación del magnesio: MgH2 También lo podría obtener cruzando los números de oxidación: +2 -1 MgH es decir, MgH2 Su nombre es: hidruro de magnesio Si el metal es el hierro (Fe) vemos en la tabla periódica que posee dos números de oxidación que son +2 y +3. Se formarán entonces dos hidruros distintos, uno cuando el hidrógeno se combine con el hierro con 95 número de oxidación +2 y el otro cuando lo haga con el hierro con +3. Los mismos serán: FeH2 y FeH3. ¿Podremos entonces simplemente llamarlos a ambos “hidruro de hierro”? Por supuesto que no, ya que debemos distinguir uno de otro. Por ello se llamarán hidruro de hierro (II) e hidruro de hierro (III) respectivamente, en donde el (II) y el (III) corresponden a los números de oxidación del hierro en cada caso. Es importante remarcar que de ninguna manera corresponde a la atomicidad que tiene el hierro en la fórmula, es decir, no significa que en la fórmula se deben poner dos o tres átomos de hierro. Est. de ox. Átomos del Me Na, H Ca, H Fe, H Fe, H Zn, H +1 +2 +2, +3 +2, +3 +2 +1-1 NaH +2-1 CaH +2-1 FeH +3-1 FeH +2-1 ZnH Fórmula Nombre: Hidruro de Me(n º ox.) NaH CaH2 FeH2 FeH3 ZnH2 Hidruro de sodio Hidruro de calcio Hidruro de hierro(II) Hidruro de hierro(III) Hidruro de cinc Sólo en los casos en donde el Me tenga más de un n º de oxidación. * Se colorea el utilizado ** SE FORMA CRUZANDO LOS N º DE OXIDACIÓN: 96 Fe 3+ FeH3 3 H- HIDRÁCIDOS: HxNoMe H: +1 NoMe: negativo A los compuestos binarios formados por hidrógeno (H) y un no metal del grupo VIA o VIIA se los llaman hidrácidos (excepto cuando se combina con oxígeno para formar H 2O que obviamente se llama agua.). Su fórmula general es HxNoMe en donde x coincide con el número de oxidación del no metal. En estos casos el número de oxidación del hidrógeno es +1 y por ello se escribe adelante en la fórmula y el no metal actúa con número de oxidación negativo. Como los no metales tienen un único número de oxidación negativo no se aclara en el nombre dicho número. Debido a que en los compuestos binarios sin oxígeno se le pone la terminación “uro” al más electronegativo, estos compuestos se denominan “Nometaluro de hidrógeno”. Por ejemplo, si el no metal es el cloro, será cloruro de hidrógeno, si es azufre, sulfuro de hidrógeno y así sucesivamente. Si queremos combinar el cloro con el hidrógeno, tomamos para el hidrógeno el número de oxidación positivo (+1) y para el cloro el número de oxidación negativo (-1), si bien el cloro posee cuatro números de 97 oxidación positivos (+1, +3, +5 y +7) posee un único número de oxidación negativo que es (-1). H: +1 Cl:-1 Los combinamos según HxNoMe en donde x es uno, por lo tanto será: HCl. También lo podríamos deducir a partir de que poniendo un átomo de cada uno, los números de oxidación suman cero y por tanto esa es la fórmula. +1-1 HCl O también podíamos cruzar los números de oxidación (sin poner los signos): +1-1 HCl por lo cual la fórmula es HCl. Para dar el nombre, simplemente se pone la terminación “uro” al no metal y por ello, se trata del cloruro de hidrógeno. La unión entre el cloro y el hidrógeno es covalente. Por lo tanto es una molécula: Si queremos conocer la fórmula del sulfuro de hidrógeno, sabemos que el hidrógeno actúa con número de oxidación +1 y buscamos el azufre en la tabla periódica. Vemos que el azufre posee tres números de oxidación que son: -2, +4, y +6. 98 En los hidrácidos el no metal actúa con número de oxidación negativo. En este caso el azufre actúa con número de oxidación -2. Armamos la fórmula sabiendo que debe responder a la forma HxNoMe en donde x coincide con el número de oxidación del no metal (sin el signo), por lo que será: H2S. Otra forma es cruzando los números de oxidación: +1-2 HS Es decir su fórmula es H2S Es un compuesto covalente. En estos casos el NoMe siempre actúa con n º de ox. NEGATIVO. Est. Nombre de ox. tradicional Fórmula Átomos del Ácido NoMe NoMetalhídrico Cl, H -1 HCl Ácido clorhídrico Br, H -1 HBr Ác. bromhídrico S, H -2 H2S Ácido sulfhídrico Se, H -2 H2Se Ácido selenhídrico 99 Nombre IUPAC NoMetaluro de hidrógeno Cloruro de hidrógeno Bromuro de hidrógeno Sulfuro de hidrógeno Seleniuro de hidrógeno Existen también otro tipo de compuestos formados por H y no metal que no son hidrácidos. En particular los elementos del grupo VA con el H forman compuestos que son bases y tienen nombres especiales como: NH3: amoníaco PH3: fosfina AsH3: arsina Por otro lado, los elementos del grupo IVA, cuando se unen a H también tienen nombres especiales: CH4: metano SiH4: silano Y el B del grupo IIIA forma el BH3 cuyo nombre es borano. (El resto de los elementos del grupo IIIA son metales). 100 ÓXIDOS METÁLICOS (óxidos básicos): MeO (O:-2) Los compuestos binarios formados por oxígeno y algún metal se denominan óxidos metálicos u óxidos básicos. Se los denomina óxidos básicos debido a que cuando reaccionan con agua forman sustancias llamadas hidróxidos que son básicas es decir poseen un pH mayor a 7. Los mismos se escriben de la forma general MeO. El metal se escribe adelante en la fórmula por ser el más electropositivo de los dos. El metal sólo tiene números de oxidación positivos y el oxígeno siempre actúa con número de oxidación -2. Se denominan óxido de metal, aclarando el número de oxidación del metal entre paréntesis y con números romanos sólo en aquellos casos en los que el metal posea más de un número de oxidación. Para obtener la fórmula, se deben cruzar los números de oxidación. Si queremos formular y nombrar al compuesto binario formado por oxígeno y potasio debemos seguir los siguientes pasos: Buscamos el o los números de oxidación del metal, es decir, en nuestro caso del potasio: K: +1 Como tiene un solo número de oxidación, éste no se aclara en el nombre. Se llama: óxido de potasio. Se cruzan los números de oxidación: 101 +1-2 KO por lo tanto la fórmula es: K2O Para formular y nombrar al óxido formado por oxígeno y calcio seguimos los siguientes pasos: Buscamos el o los números de oxidación del calcio: Ca: +2 Como el calcio tiene un único número de oxidación, el mismo no se aclara en el nombre. Se nombra: óxido de calcio. Se cruzan los números de oxidación: +2-2 CaO resulta: Ca2O2, se simplifica y resulta CaO (Si al poner los números de oxidación notábamos que la suma de los números de oxidación daba cero, no hacía falta cruzar y simplificar ya que si la suma da cero, corresponde a la fórmula). Como resulta de la unión entre un Me y O que es un NoMe la unión es iónica (NO FORMA MOLÉCULAS): 2- 2+ ¿Existe el óxido de oro? Buscamos el o los números de oxidación del oro (Au). Au: +1 y Au:+3 102 Como el oro posee más de un número de oxidación no existe el óxido de oro, sino que existen el óxido de oro (I) y el óxido de oro (III). Para obtener sus fórmulas cruzamos los números de oxidación: +1-2 AuO Au2O que se nombra óxido de oro (I) +3-2 AuO Au2O3 que se nombra óxido de oro (III) Es importante remarcar que el numeral de stock corresponde al número de oxidación del metal y no a la atomicidad del metal. Es decir, por ejemplo, no significa que hay tres átomos de oro en la fórmula sino que el número de oxidación del oro es +3. Átomos K, O Mg, O Au, O Au, O Ag, O Est. de ox. del Me +1 +2 +1, +3 +1, +3 +1 Fórmula +1-2 KO +2 -2 MgO +1 -2 AuO +3 -2 AuO +1 -2 AgO K2O MgO Au2O Au2O3 Ag2O 103 Nombre Óxido de Me(n º ox.) Óxido de potasio Óxido de magnesio Óxido de oro(I) Óxido de oro(III) Óxido de plata Óxidos NO METÁLICOS (óxidos ácidos): NoMeO (O:-2) A los compuestos binarios formados por oxígeno y algún no metal se los llama óxidos no metálicos u óxidos ácidos. La denominación de óxidos ácidos la reciben debido al hecho de que cuando se los introduce en agua forman otras sustancias llamadas oxoácidos que tienen un pH menor a 7. Los mismos tienen fórmula general NoMeO. En los mismos el oxígeno actúa con número de oxidación 2 y el no metal con número de oxidación positivo (excepto en el caso del flúor que es el único elemento más electronegativo que el oxígeno), por lo tanto el no metal se ubica adelante en la fórmula. La fórmula se obtiene cruzando los números de oxidación. El nombre es óxido de no metal aclarando siempre el número de oxidación del no metal. Si queremos combinar el oxígeno con el cloro debemos buscar los números de oxidación del cloro. Sus números de oxidación son -1, +1, +3, +5 y +7. El -1 se descarta ya que es el oxígeno el que actúa con número de oxidación negativo y el cloro debe actuar entonces con número de oxidación positivo. Por lo tanto, existen cuatro óxidos de cloro diferentes que se obtienen cruzando los números de oxidación (todos son compuestos covalentes por lo que forman moléculas): 104 +1-2 ClO Cl2O cuyo nombre es óxido de cloro (I) +3-2 ClO Cl2O3 óxido de cloro (III) +5-2 ClO Cl2O5 óxido de cloro (V) +7-2 ClO Cl2O7 óxido de cloro (VII) Debemos recordar que el número de oxidación es el número de electrones que forman parte de la unión química. Si bien el cloro se encuentra en el grupo VIIA de la tabla periódica, es decir, posee siete electrones en su última capa, no siempre participan los siete de las uniones. Veamos cada caso: Óxido de cloro (I): Cl2O 105 En este caso cada cloro actúa con número de oxidación +1, ya que sólo uno de sus siete electrones participa de la unión covalente simple. Óxido de cloro (III): Cl2O3 En este caso, el cloro actúa con número de oxidación +3 ya que tres de sus siete electrones están formando parte de las uniones en cada caso (uno forma una unión covalente simple y los otros dos una unión covalente dativa o coordinada). Óxido de cloro (V): Cl2O5 Aquí el cloro está actuando con número de oxidación +5 ya que de sus siete electrones, uno forma una unión covalente simple y los otros cuatro, dos uniones covalentes dativas. 106 Óxido de cloro (VII): Cl2O7 En este caso los siete electrones de cada cloro participan de las uniones por lo que el número de oxidación del cloro es +7. En estos casos el NoMe actúa con n º de oxidación POSITIVO. Átomos Est. de ox. del NoMe Cl, O +1, +3, +5, +7 +1-2 ClO Cl2O Cl, O +1, +3, +5, +7 +7-2 ClO Cl2O7 P, O +3, +5 +5-2 PO P2O5 S, O +4, +6 +6-2 SO SO3 Fórmula 107 Nombre Óxido de NoMe (n º de ox.) ó por atomicidad Óxido de cloro(I) Monóxido de dicloro Óxido de cloro(VII) Heptóxido de dicloro Óxido de fósforo(V) Pentóxido de difósforo Óxido de azufre(VI) Trióxido de azufre SALES BINARIAS: MeNoMe Los compuestos binarios formados por un metal y un no metal se denominan sales. En ellas el metal es el que tiene el número de oxidación positivo y el no metal actúa con número de oxidación negativo. Por ello su fórmula general es MeNoMe. La misma se obtiene cruzando los números de oxidación. Al no metal se le pone la terminación “uro” que corresponde al más electronegativo y por lo tanto su nombre es nometaluro de metal aclarando el número de oxidación del metal sólo en aquellos casos en donde el metal posea más de un número de oxidación. Para formular y nombrar a la sal formada por el sodio (Na) y el cloro (Cl) buscamos los números de oxidación de ambos (teniendo en cuenta que el no metal, en este caso el cloro, actúa con número de oxidación negativo). Na: +1 Cl: -1 Luego, simplemente cruzamos los números de oxidación: +1 -1 NaCl su fórmula es NaCl y su nombre es cloruro de sodio. No se aclara el número de oxidación del sodio ya que sólo posee un número de oxidación. El cloruro de sodio es un compuesto iónico. 108 Na No forma moléculas sino que forma redes cristalinas. Para formular y nombrar a la sal formada por calcio y azufre buscamos los números de oxidación en la tabla periódica: Ca: +2 y S:-2 Como en este caso la suma de los números de oxidación da cero, la fórmula es CaS y su nombre es sulfuro de calcio (no se aclara el número de oxidación del calcio ya que sólo tiene un número de oxidación). ¿Cómo se formula el bromuro de níquel (II)? Buscamos los números de oxidación del bromo y del níquel. El bromo actúa con número de oxidación -1 (si bien tiene otros números de oxidación positivos no se tienen en cuenta para la formación de las sales) y el níquel tiene números de oxidación +2 y +3 pero en este caso debemos formular el bromuro de níquel (II) por lo que el níquel está actuando con +2. Luego cruzamos éstos números: +2 -1 NiBr y resulta: NiBr2 109 ¿Cómo se nombra el siguiente compuesto Ni2Se3? En primer lugar buscamos los números de oxidación de níquel y del selenio. Ni: +2, +3 y Se: -2 (los positivos no los tenemos en cuenta). Basándonos en el selenio que es el que posee un único número de oxidación averiguamos el de níquel sabiendo que la suma de los números de oxidación debe dar cero. Como cada selenio tiene -2, los tres selenios nos dan -6. +6 -6 ? -2 Ni2Se3 Por ello, los dos de níquel dan +6 y por lo tanto, cada níquel actúa con +3. Por lo tanto, el nombre es seleniuro de níquel (III). ¿No hubiéramos llegado a la misma conclusión si tan sólo cruzábamos las atomicidades para obtener los números de oxidación? En éste caso sí. +3 -2 Ni2Se3 110 Pero esto no siempre es así. Por ejemplo, la fórmula del sulfuro de plomo (IV) es PbS2. En el mismo, los números de oxidación del plomo y del azufre son +4 y -2 respectivamente. +4-2 PbS2 Si tan sólo hubiéramos cruzado las atomicidades, llegaríamos a números de oxidación erróneos. +2 -1 PbS2 NO ES CORRECTO En estos casos el NoMe actúa con n º de oxidación NEGATIVO y por ello lleva la terminación URO. Se aclara únicamente el n º de oxidación del Me y sólo cuando este último posea más de uno. Átomos Li, Cl Est. de ox. del Me +1 Est. de ox.del NoMe -1 Ba, S +2 -2 Ni, Br +2, +3 -1 Ni, Se +2, +3 -2 Fórmula +1-1 LiCl +2-2 BaS +2-1 NiBr +3-2 NiSe 111 LiCl Nombre NoMetaluro de Me(nº ox) Cloruro de litio BaS Sulfuro de bario NiBr2 Bromuro de níquel(II) Ni2Se3 Seleniuro de níquel(III) COMPUESTOS TERNARIOS HIDRÓXIDOS Me(OH)x Hidróxido de Me (nº oxidación) Unión IÓNICA OXOÁCIDOS HNoMeOx ó H2NoMeOx Ácido NoMe OSO/ICO Unión COVALENTE OXOSALES MeNoMeO NoMe ITO/ATO de Me (nº ox.) Unión IÓNICA SALES ÁCIDAS MeHNoMe Hidrógeno NoMeURO de Me (nº ox.) Unión IÓNICA HIDRÓXIDOS: Me(OH)x (OH)-: oxhidrilo El oxhidrilo siempre posee una carga negativa (OH)-, por lo que x siempre coincidirá con el n º de oxidación del Me. La fórmula también se puede obtener cruzando los números de oxidación del Me y del OH-. +2 -1 Pb(OH) es decir, Pb(OH)2 Y su unión es iónica: Pb 2+ 2 112 Su nombre es hidróxido de plomo (II). El oxhidrilo siempre posee una carga negativa (OH)-, por lo que x siempre coincidirá con el n º de oxidación del Me. Átomos Est. de ox. del Me Na, O, H +1 Cu, O, H +1, +2 Cu, O, H +1, +2 Pb, O, H +2, +4 Fórmula +1 -1 Na(OH) +1 -1 Cu(OH) +2 -1 Cu(OH) +4 -1 Pb(OH) NaOH Nombre Hidróxido de Me(n º ox.) Hidróxido de sodio CuOH Hidróxido de cobre(I) Cu(OH)2 Hidróxido de cobre(II) Pb(OH)4 Hidróxido de plomo(IV) OXOÁCIDOS: HxNoMeOy H: +1 O: -2 NoMe: positivo En estos casos el NoMe actúa con nº de oxidación POSITIVO. Átomos H,Cl,O Est. de ox. del NoMe +1, +3, +5, +7 H,Cl,O +1, +3, +5, +7 H,Cl,O +1, +3, +5, +7 H,Cl,O +1, +3, +5, +7 H, S, O +4, +6 H, S, O +4, +6 +1+1-2 HClO +1+3-4 HClO +1+5-6 HClO +1+7-8 HClO +2+4-6 H2SO +2+6-8 H2SO Fórmula Nombre * Ácido ...NoMetal... HClO Acido hipocloroso HClO2 Ácido cloroso HClO3 Ácido clórico HClO4 Ácido perclórico H2SO3 Ácido sulfuroso H2SO4 Acido sulfúrico 113 *Para sacar el n º de oxidación del NoMe se procede de la siguiente forma: H2SO3 H:+1 O: -2 S: x? +4 ó +6? 2 .(+1) + 1 . x + 3 . (-2) = 0 2 + x - 6 =0 x - 4 =0 entonces x = +4 Otra forma puede ser: +2 +1 ? -6 = 0 -2 H2SO3 Para que la suma de cero, el S debe tener n° de oxidación +4. Esto también se puede deducir de su estructura de Lewis recordando que como son todos no metales la unión será covalente y que el H va unido al O: Para saber la fórmula a partir del nombre debemos utilizar la siguiente regla: 114 No Me No Me n° de oxidación impar n° de oxidación par HNoMeOx H2NoMeOx Por ejemplo: ácido nitroso 1. Buscamos n º de oxidación del N: +3, +5 impar 2. Como el nombre termina en oso tomamos el menor: +3 3. Armamos la fórmula: HNOx 4. +4 -4 +1+3 -2 HNOx Por lo tanto debe ser x = 2 O despejamos: Despejamos x sabiendo que la suma de los n º de oxidación debe ser 0 y que el n º de oxidación del O es -2 y el del H es +1. 1 . (+1) + 1 . (+3) + x . (-2) = 0 1 + 3 - 2x =0 4 - 2x =0 entonces x = 2 115 Por lo tanto la fórmula del ácido nitroso es HNO2 Ácido carbónico 1. 2. 3. 4. N º ox del C: +4 par H2COx Despejamos x x = 3 H2CO3 +2 +4 -6 +1 -2 H2COx Por lo tanto, x debe ser 3. OXOÁCIDOS DEL P El P se comporta de manera especial ya que sus óxidos son capaces de combinarse con 1, 2 ó 3 moléculas de H2O formando 3 oxoácidos distintos cada uno. Lo ejemplificaremos con el óxido de fósforo(V): P2O5 P2O5 + H2O 2 HPO3 ácido metafosfórico P2O5 + 2 H2O H4P2O7 ácido pirofosfórico P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 ácido ortofosfórico 116 OXOSALES: MexNoMeOy O: -2 positivo NoMe: n º ox Para formarlas nos fijamos en el grupo del NoMe. Si pertenece a um grupo impar el oxoanión tendrá uma carga negativa, pero si pertenece a um grupo par el oxoanión tendrá 2 cargas negativas: No Me No Me Grupo impar Grupo par (NoMeOx)- (NoMeOx)2- Por ejemplo, si queremos escribir la fórmula del nitrito de sodio, seguimos los siguientes pasos: Buscamos el grupo del N en la tabla periódica: grupo VA, es un grupo impar, por lo que el oxoanión tendrá una carga negativa: (NOx) Si es el nitrito, como los n° de oxidación del N son +3 y +5, se trata del N con +3 ya que es el menor. Por lo tanto: +3 (NOx)Para que el oxoanión tenga una carga negativa, el O debe tener -4: +3 -4 (NOx)Pero sabemos que cada O tiene -2, por lo que se necesitan 2 O: 117 (NO2) Por último, debemos combinar al nitrito con el Na+. Como el Na tiene una carga positiva y el nitrito una carga negativa, necesitamos uno de cada uno: NaNO2 Si queremos formar el sulfito de plata: Buscamos el S en la tabla periódica. Grupo VIA, que es par, por lo tanto el oxoanión tendrá 2 cargas negativas: (SOx)2 Como se trata del sulfito y los n° de oxidación del S son +4 y +6, el S está actuando con +4: +4 (SOx)2 Por lo tanto el O tiene -6 y como cada O es -2 debe haber tres O: (SO3)2 Sólo falta combinar el sulfito que posee 2 cargas negativas con la plata que posee una carga positiva (Ag+). Para que quede neutro se necesitan 2 de Ag: Ag2SO3 Si en cambio, nos dan la fórmula y con ella debemos dar el nombre, se procede de la siguiente forma: Si queremos el nombre de Fe(ClO3)2, buscamos el Cl en la tabla periódica, se encuentra en el grupo VIIA, por ello, el oxoanión tendrá una carga negativa: (ClO3) Deducimos el n° de oxidación del Cloro debe ser +5, ya que la suma de los n° de oxidación de un ión nos debe dar igual a la carga del ión: 118 +5 -6 = -1 -2 (ClO3)- Nos resta combinarlo con el Fe2+ entonces será Fe(ClO3)2 Las oxosales son compuestos iónicos: Fe(ClO3)2 clorato de hierro(II) Cl: VIIA Fe 2+ Est. de ox. del NoMe Na, N,O +3, +5 Ca, C, O Ag ,S, O Fe, Cl, O Fe, S, O Ni, I, O +2 +1 +2, +3 +2, +3 +2, +3 Me de transición +2 NoMe -1, +1, +3, +5, +7 2 Est. Átomos de ox. del Me +1 Fe: +4 +4, +6 +1,+3,+5,+7 +4, +6 +1,+3,+5,+7 Fórmula +1 -1 Na(NO2) +2 -2 Ca(CO3) +1 -2 Ag(SO3) +2 +3 -2 Fe(SO4) +3 NaNO2 Nitrito de sodio CaCO3 Carbonato de calcio Ag2SO3 Sulfito de plata -1 Fe(ClO3) -1 Ni(IO4) 119 Nombre NoMetalito/ato de Me(n º ox) Fe(ClO3)2 Clorato de hierro(II) (ver Lewis) Fe2(SO4)3 Sulfato de hierro(III) Ni(IO4)3 Periodato de niquel(III) SALES ÁCIDAS Me(HNoMe)x H: +1 NoMe: n ºox negativo Son compuestos iónicos, como siempre el metal actuará con número de oxidación positivo. El no metal siempre estará unido al hidrógeno formando un anión. Para que se forme una sal ácida el no metal deberá tener n° de oxidación -2 o -3. Átomos Est. Est. de de ox. ox.del del NoMe Me +1 -2 Na,H,S Fe,H,Se +2, +3 -2 +1+12 NaHS +3 -1 Fe(HS) Fórmula Nombre hidrógenoNoMetaluro de Me(n º ox) NaHS Hidrógenosulfuro de sodio Fe(HSe)3 Hidrógenoseleniuro de hierro(III) 120 COMPUESTOS CUATERNARIOS HIDRÓGENOOXOSALES: Me(HNoMeO)x H: +1 O: -2 NoMe: positivo Átomos Na,H,S, O Mg,H,S, O Est Est. . de de ox. ox. del del NoM Me e +1 +4, +6 +2 +4, +6 Fórmula Nombre hidrógenoNoMetalito/a to de Me(n º ox) NaHSO3 Hidrógenosulfito de sodio Mg(HSO4) Hidrógenosulfato de magnesio 2 OXOSALES DE AMONIO: (NH4)xNoMeOy NoMe: positivo Átomos Est. de ox. del NoMe N,H,C,O +4 +1 -2 (NH4)(CO3) (NH4)2CO3 N,H,Cl,O +1, +3, +5, +7 +1 -1 (NH4)(ClO3) NH4ClO3 Fórmula 121 NH4+ Nombre NoMetalito/ato de amonio Carbonato de amonio Clorato de amonio En el siguiente enlace pueden realizar ejercicios interactivos de nomenclatura y comprobar si lo están haciendo correctamente. http://www.latizavirtual.org/quimica/quim_ino.html 122 NOMENCLATURA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS (compuestos del C) Hidrocarburos: son los compuestos del C más sencillos, ya que sólo tienen C e H. Pueden ser saturados (todos enlaces simples) ó insaturados (enlaces dobles, triples ó ciclos). En todos los casos aclararemos polaridad y fuerzas intermoleculares. “ANO” ALCANOS (CnH2n+2) CH4 metano No polar: London Fórmula desarrollada En realidad, si tenemos en cuenta su geometría molecular, se debe dibujar teniendo en cuenta que no se encuentra en un plano sino que forma un tetraedro con ángulos de 109,5º: 123 Por una cuestión de practicidad nos manejaremos con la 1º estructura. C2H6 etano Fórmula semidesarrollada : CH3-CH3 Fórmula condensada: CH3CH3 Fórmula desarrollada C3H8 propano CH3-CH2-CH3 CH3CH2CH3 F. desarrollada C4H10 butano CH3-CH2-CH2-CH3 124 CH3CH2CH2CH3 Fórmula desarrollada Su forma es en realidad: H H HH HH H H H H Por lo que en la bibliografía muchas veces se escribe como: H3C CH3 A partir de aquí, las cadenas lineales reciben el nombre de pentano, hexano, heptano, octano, y así sucesivamente. 125 Si las cadenas tienen ramificaciones: 1. Se busca la cadena más larga: 3 2 3 2 3 2 ramificación En las ramificaciones se cambia la terminación ano por il. -CH3 metil -CH2-CH3 etil -CH2-CH2-CH3 propil 2. Se numeran los C de tal forma que las ramificaciones queden en el C con menor n º posible: 1 2 6 3 2 4 5 2 3 3 3 2 3. Como es una cadena de 6 C (no se cuentan todos sino sólo los que corresponden a la cadena más larga) se trata de un hexano sustituido. 4. Como el metil se encuentra ubicado en el C 3, se trata de un 3-metil. (siempre va un guión entre el n º y la palabra). Por lo tanto, se trataba del 3-metilhexano. 126 Ahora veamos el 3 2 3 2 3 2 3 2 En este caso la cadena principal tiene 7 C: 1 2 3 2 3 4 3 2 5 6 2 3 7 2 3 Por lo tanto se trata de un heptano sustituido con un metil en 3 (3-metil) y un etil en 4 (4-etil). Cuando tenemos más de una ramificación, se ordenan alfabéticamente: 4-etil-3-metil. Por lo tanto nos queda: 4-etil-3-metilheptano. Veamos el siguiente ejemplo: 127 3 3 2 2 3 2 3 Si buscamos la cadena más larga vemos que tenemos 2 cadenas de 6 C cada una, es decir que es un hexano 3 3 2 2 3 2 3 2 3 2 3 que tiene una sola ramificación y: 3 3 2 que tiene 2 ramificaciones. En ese caso se toma como cadena principal, la que tiene más ramificaciones, es decir, la segunda. La numeramos de tal forma que las 2 ramificaciones queden con el menor n º posible: 128 3 1 2 3 3 2 4 3 6 5 2 3 2 Tenemos un 2-metil y un 3-etil. Alfabetizamos y resulta: 3-etil-2-metilhexano Su fórmula condensada es: (CH3)2CHCH(CH2CH3)(CH2)2CH3 3 1 2 3 3 3 3 2 4 5 2 6 7 2 3 En este caso tenemos un heptano en el cual: -CH3 en 2C y en 3C 2,3-dimetil 5-etil-2,3-dimetilheptano -CH2-CH3 en 5C 5-etil Al alfabetizar NO se tienen en cuenta los prefijos. 129 3 2 3 2 3 2 2 3 Numeramos: 6 4 5 3 2 3 2 3 2 1 2 2 3 3 Tenemos un hexano con: -CH3 en 3C 3-metil 3-etil-3-metilhexano -CH2-CH3 en 3C 3-etil 130 3 1 2 3 3 4 3 5 6 3 2 3 Tenemos un hexano con: -CH3 en 2C, 3C y 4C 2,3,4-trimetil Por lo tanto: 2,3,4-trimetilhexano 3 2 3 3 2 2 3 2 3 2 Ojo!! La cadena más larga tiene 9 C, es un nonano: 9 8 3 2 7 6 3 3 5 2 -CH3 en 4C y 7C 4 2 3 2 3 2 1 2 3 4,7-dimetil 3-etil-4,7- dimetilnonano -CH2-CH3 en 3C 3-etil 131 “ENO” ALQUENOS (CnH2n) No polar: London Tienen un doble enlace C-C: Su geometría es plana triangular con ángulos cercanos a 120º. Si no es el grupo que prevalece se lo llama “en”. Siempre el “en” forma parte de la palabra que indica el n º de C. El doble enlace prevalece sobre la ramificación. 3 3 2 2 2 Es decir, se numera de tal forma que el doble enlace quede con el menor n º posible: 6 5 3 3 4 2 3 2 2 1 2 Se trata de un hexeno, siempre se debe indicar la ubicación del doble enlace, entonces resulta: 1-hexeno 132 -CH3 en 5C 5-metil Por lo tanto: 5-metil-1-hexeno Los alquenos son isómeros estructurales de los cicloalcanos. Ambos poseen fórmula molecular CnH2n. Un cicloalcano es un compuesto formado solamente por enlaces simples, C e H. Por ejemplo al ciclopentano lo podemos representar como: CH2 H2C CH2 CH2 CH2 ó El ciclopentano es isómero estructural del 1-penteno y del 2-penteno, ya que los 3 compuestos tienen la misma fórmula molecular que es C5H10: H2C CH CH2CH2 CH3 H3C CH CH CH2 CH3 133 DIENOS (CnH2n-2) “DIENO” No polar: London Poseen 2 dobles enlaces C-C. Se numera de tal forma que los 2 queden con el menor n º posible: 5 4 3 2 3 2 C=C en 1C y en 3C ALQUINOS London 1 1,3-pentadieno (CnH2n-2) “INO” No polar: Notar que tienen la misma fórmula molecular que los dienos (CnH2n-2) pero la CONECTIVIDAD es distinta, por ello se dice que alquinos y dienos son ISÓMEROS ESTRUCTURALES. Por ejemplo el 1,3-pentadieno es isómero estructural del 2pentino ya que ambos poseen como fórmula molecular C5H8: H2C CH CH CH CH3 1,3-pentadieno H3C C C CH2 CH3 2-pentino 134 Los alquinos tienen un triple enlace C-C. La geometría del triple enlace es lineal con ángulos cercanos a 180º: Si el triple enlace no es el grupo que prevalece se lo llama “in”. 1 2 3 4 3 2 OJO! Aunque el triple enlace se encuentre en el 1C, se debe mencionar la ubicación: 1-butino El triple enlace prevalece sobre las ramificaciones: 3 1 2 3 4 5 2 -CH3 en 4C 3 4-metil 4-metil-1-pentino -C=C- en 1C 1-pentino Siempre se debe tomar como cadena principal a la cadena más larga pero que tenga el grupo que prevalece: 135 3 8 7 6 3 2 4 5 2 3 2 3 1 2 2 3 3 -CH3 en 6C y 6C -CH2-CH2-CH3 en 4C 6,6-dimetil 4-propil 6,6-dimetil-4-propil-2octino -C=C- en 2C 2-octino London ALCOHOLES: R-OH OL Polares dipolo puente de H La geometría del grupo funcional es angular, con un ángulo cercano a 109,5º: R 136 Si el alcohol no es el sustituyente principal, se lo llama “hidroxi”. Existen alcoholes primarios, secundarios y terciarios. R R R R 2 R R Alcohol primario secundario terciario El alcohol prevalece sobre las ramificaciones y sobre dobles y triples enlaces. Se debe especificar la ubicación del –OH. 1-butanol ó n-butanol 2-butanol metil-2-propanol 3 3 4 3 2 2 1 2 1 2 3 3 2 Fórmula general: C4H10O 137 4 2 1 3 ISÓMEROS 2 3 3 3 Todos estos alcoholes poseen la misma fórmula molecular pero no son el mismo compuesto ya que difieren en su CONECTIVIDAD por lo que son ISÓMEROS ESTRUCTURALES. Para evaluar la conectividad debemos tomar cada C e identificar a qué grupos se encuentra unido. Por ejemplo si evaluamos el 2C en los 3 casos anteriores: En el 1-butanol está unido a: 2 -H, 1 -CH2CH3 y 1 CH2OH En el 2-butanol está unido a: 1 –H, 1 –CH3, 1 -CH2CH3 y 1 -OH En el metil-2-propanol está unido a: 3 –CH3 y 1 -OH Volvamos a la nomenclatura de los alcoholes: 3 4 2 3 1 2 2 3 –OH en 1C 1-butanol 3-metil-1-butanol -CH3 en 3C 3-metil 138 Si tenemos un doble enlace y un alcohol, recordar que la palabra que indica la cantidad de C va con “eno” y “ol” va al final: 2 3 4 1 2 2 –OH en 1C 2 1-ol 3-buten-1-ol C=C en 3C 3-buten Veamos un diol: 3 8 7 6 3 5 2 3 –OH en 1C y en 3C -CH3 en 5C y 7C 3 4 2 2 2 1 2 2 3 1,3-octanodiol 5,7-dimetil 5-etil-5,7-dimetil1,3-octanodiol -CH2-CH3 en 5C 5-etil 139 Los ALCOHOLES son ISÓMEROS ESTRUCTURALES de los ÉTERES su fórmula es CnH2n+2O ÉTERES: Polar R London Dipolo R1 Como vemos la geometría de este grupo es angular con ángulos CERCANOS a 109,5º: 1. Si R =R1 hay 3 nomenclaturas: 3 2 3 2 Éter etílico Dietil éter Éter dietílico 2. Si R ≠ R1 se alfabetiza y se termina con “éter”: 3 3 2 Etil metil éter 140 Veamos un alcohol y un éter isómeros, de fórmula molecular C5H12O: Etil propil éter 1-pentanol 5 3 2 2 2 3 4 3 3 2 2 2 1 2 2 La CONECTIVIDAD es distinta, por lo que son ISÓMEROS ESTRUCTURALES. ALDEHÍDOS Y CETONAS (CnH2nO) Ambos se caracterizan por tener el grupo carbonilo (C = O) que los hace ser polares. Este grupo tiene geometría plana triangular con ángulos de aproximadamente 120º: Prevalecen sobre todo lo visto anteriormente. Entre ellos SON ISÓMEROS ESTRUCTURALES. 141 “AL” ALDEHÍDOS: Polar London Dipolo R En las fórmulas se lo puede poner R – CHO ó R – CH = O. Si el C = O no es el grupo que prevalece se lo llama “oxo”. Como el aldehído está siempre en la punta no se aclara su posición. Por ejemplo el propanal será: 3 2 Ó también se puede escribir: 3 2 Si tiene ramificación: 3 4 2 3 1 2 3 -CH3 en 3C 3-metil C=O en 1C butanal 3-metilbutanal 142 Si tiene más de un sustituyente se alfabetiza: 6 4 5 3 3 2 1 2 3 3 -CH3 en 2C y 5C –OH en 3C 2,5-dimetil 3-hidroxi 3-hidroxi-2,5dimetilhexanal C=O en 1C hexanal Si tenemos un doble enlace: 5 4 3 2 1 2 3 C=C en 3C 3-pentenal C=O en 1C 143 “ONA” CETONAS: Polar London Dipolo Si no es el que prevalece se lo llama “oxo”. Las cetonas, a diferencia de los aldehídos no tienen el grupo C=O en la punta de la cadena, por lo que hay que decir su ubicación salvo que sea única. La fórmula se puede escribir como R-CO-R1. Propanona 3 butanona 3 3 2 3 2-pentanona 3 2 3-pentanona 2 3 3 2 2 Notar que la 2-pentanona y la 3-pentanona tienen la misma fórmula molecular (C5H10O) pero difieren en la conectividad por ejemplo del 2C por lo que son isómeros estructurales. El pentanal también tiene fórmula molecular C5H10O, pero el 1C tiene distinta conectividad, es decir es un isómero estructural de las cetonas nombradas. 144 3 Pentanal 3 2 2 2 El aldehído prevalece sobre la cetona: 4 2 3 3 C=O en 1C 1 2 butanal 2-oxobutanal C=O en 2C 2-oxo Ácidos carboxílicos: “ACIDO OICO” (CnH2nO2) London Polar Dipolo Puente de H R También se pueden escribir de la forma: R-COOH. Se caracterizan por tener el grupo carboxilo: 145 Cuya geometría es plana triangular con ángulos cercanos a 120º. Prevalecen sobre todos los grupos funcionales. El carboxilo siempre se encuentra en la punta por lo que no se aclara su posición. El ácido de menor masa molar es el ácido metanoico ó ácido fórmico, de fórmula: HCOOH. Si debemos nombrar al siguiente compuesto: (CH3)2CHCH2COCH2COOH Primero lo debemos abrir: 6 4 5 3 3 1 2 2 2 3 146 -COOH en 1C ácido...hexanoico -CH3 en 5C 5-metil C=O en 3C 3-oxo ácido 5-metil-3-oxohexanoico En el siguiente compuesto: CH3CH(OH)CH2C(CH3)2CH2CH(CH2CH3)CH2COOH Al abrirlo: 3 8 7 6 3 4 5 2 3 2 -CH3 en 5C y 5C 1 2 3 -COOH en 1C 2 2 3 ácido... octanoico 5,5-dimetil Ácido 3-etil-7-hidroxi-5,5- –OH en 7C -CH2-CH3 en 3C 7-hidroxi dimetiloctanoico 3-etil 147 Si hay algún halógeno en la fórmula, sólo se lo nombra por orden alfabético (tiene la misma prioridad que la ramificación): CH3CH=CHCH(Cl)COOH Abrimos: 5 4 3 2 1 3 -Cl en 2C 2-cloro C=C en 3C ácido 2-cloro-3ácido..3-pentenoico -COOH en 1C 148 pentenoico Los ácidos carboxílicos son ESTRUCTURALES de los: ISÓMEROS Ésteres Hidroxialdehídos Hidroxicetonas Todos tienen fórmula molecular CnH2nO2 Veamos 3 isómeros de fórmula general: C5H10O2 Notar que responde a la fórmula general CnH2n que significa que tiene una insaturación, es decir un doble enlace: Ácido pentanoico 5 4 3 2 3 2 4-hidroxi-2-pentanona 2 1 1 2 2 3 5 4 3 3 1 2 2 2 4-hidroxipentanal 149 4 3 2 5 3 Veamos un α-aminoácido: 4 2 3 3 1 2 2 -NH2 en 2C 2-amino ácido 2- aminobutanoico -COOH en 1C ácido...butanoico “ACIDO...DIOICO” DIÁCIDOS: Tienen 2 grupos –COOH: 5 4 3 2 2 1 2 3 -CH3 en 3C 3-metil ácido 3- metil -COOH en 1C y 5C ácido..pentanodioico 150 pentanodioico Sales de ácidos: R-COO-Me+ “ ...ATO de Me” Por ejemplo, la sal de Na que deriva del ácido propanoico será: 2 3 1 3 2 Propanoato de sodio Aquí no hablamos de fuerzas intermoleculares ya que tienen un enlace predominantemente iónico en su estructura. “...ATO de ...ILO” ÉSTERES R-COOR’ ó R’-O-COR Es decir: 1 R R' 151 polar London Dipolo Tienen el grupo funcional éster: -COO-. Derivan de la reacción entre un ácido carboxílico y un alcohol: R' R R 2 R' Por ejemplo de la reacción entre el ácido etanoico y el 1propanol, resulta el éster etanoato de propilo: OH H3C C HO + O CH2 CH2 CH3 H3C O C CH2 CH2 CH3 + H2O O ácido etanoico 1-propanol etanoato de propilo Tener en cuenta que el C del grupo éster (-COO-) siempre es el 1C. El éster que deriva del ácido etanoico (ácido acético) y el metanol es el etanoato de metilo ó acetato de metilo: CH3COOCH3 El butanoato de metilo, se puede escribir de varias formas: CH3(CH2)2COOCH3 4 3 3 2 2 ó CH3-O-CO-(CH2)2CH3 1 1 2 3 3 Butanoato de metilo 152 2 3 2 4 2 3 Veamos si tiene ramificaciones y sustituyentes: 3 4 2 1 3 2 2 3 3 -CH3 en 3C –OH en 3C 3-metil 3-hidroxi 3-hidroxi-3-metilbutanoato de etilo -CH2CH3 (etilo) unido al O Si tenemos un halógeno se alfabetiza (EL HALÓGENO TIENE LA MISMA PRIORIDAD QUE LA RAMIFICACIÓN): 1 3 –OH en 3C -Br en 3C 2 2 2 3 4 2 3 3-hidroxi 3-bromo 3-bromo-3-hidroxibutanoato de propilo -CH2CH2CH3 (propilo) unido al O 153 Veamos un ejemplo más: 1 2 3 3 4 5 2 3 2 –OH en 4C 4-hidroxi -NH2 en 3C 3-amino 3-amino-4-hidroxipentanoato de metilo -CH3 (metilo) unido al O AMINAS: “ALCANOAMINA” Son compuestos nitrogenados. Todas son polares. La geometría del grupo funcional es piramidal, con ángulos cercanos a 109,5º: 154 Hay aminas primarias, secundarias y terciarias: Aminas primarias R secundarias terciarias R 2 R R' R' London, dipolo London, dipolo y puente de H Metilamina: 3 2 Dimetilamina: (CH3)2NH ó 3 3 155 R'' Trimetilamina: (CH3)3N ó 3 3 3 Si los sustituyentes son distintos se alfabetiza: 3 2 2 3 3 2 Etilmetilpropilamina AMIDAS: R-CONH2 R-CONHR’ “ALCANAMIDA” R-CONR’R’’ Polar El grupo funcional tiene geometría plana triangular, con ángulos cercanos a 120º: 1 R 2 156 Son derivados de los ácidos carboxílicos. Resultan de la reacción entre un ácido y una amina (pérdida de H2O). Por ejemplo, de la reacción entre el ácido etanoico y el amoníaco NH3 resulta la etanamida: OH H3C C O + H3C NH3 C NH2 O ácido etanoico amoníaco + H2 O etanamida Otro ejemplo es la reacción entre el ácido etanoico y la propilamina resulta la N-propiletanamida: OH H3C C + H2N NH CH2 CH2 CH3 H3C O ácido etanoico C CH2 CH2 CH3 + H2O O propilamina N-propiletanamida La metanoamida deriva del ácido metanoico (ácido fórmico). En el nombre se cambia la terminación “oico” por “amida”. Metanamida: H-CONH2 ó Etanamida: CH3CONH2 ó 1 2 3 157 2 Notar que el C del C=O es el 1C. Si tiene sustituyentes se alfabetiza: (CH3)2CHCH(OH)CONH2 Lo abrimos: 4 3 1 2 3 2 3 -CH3 en 3C 3-metil 2-hidroxi-3-metilbutanamida –OH en 2C 2-hidroxi Si el N está sustituido: CH3CH2CONH(CH2CH3) 3 es N-etil entonces resulta: 2 3 1 2 2 N-etilpropanamida 158 3 NITRILOS:R-CN“ALCANONITRILO” Polar London Dipolo El grupo funcional tiene geometría lineal, con ángulos de 180º: 1 R Prevalece sobre: alquenos, alquinos, alcoholes, aldehídos, cetonas y aminas. El C del grupo nitrilo es el 1C y se debe contar: 2 1 3 Etanonitrilo ó acetonitrilo Si tiene sustituyentes: 2 3 1 3 2-hidroxipropanonitrilo 159 5 4 3 3 2 1 2 2 3-oxopentanonitrilo 5 4 3 3 1 2 2 3-pentenonitrilo Remarquemos el orden de prioridad para los compuestos polifuncionales: Ácidos carboxílicos, ésteres, amidas, nitrilos, aldehídos, cetonas, alcoholes, aminas, alquenos, alquinos, halogenuros. 160 HIDROCARBUROS CÍCLICOS No polar: London Se nombran igual que los alcanos, alquenos y alquinos pero anteponiendo la palabra “CICLO”. Ciclopentano (en cada vértice hay un CH2) 3 Metilciclohexano Los cicloalcanos son isómeros estructurales de los alquenos (difieren en su conectividad). 5 1 4 2 3 1,3-ciclopentadieno 161 HIDROCARBUROS AROMÁTICOS: Su representante más simple es el benceno (C6H6): Que lo escribiremos como: ó que corresponde a: 2 3 Metilbenceno Tolueno aminobenceno hidroxibenceno anilina fenol 162 Ácido benzoico 3 benzoato de sodio 3 3 3 3 3 1,3-dimetilbenceno 1,2-dimetilbenceno m-xileno o-xileno 1,4-dimetilbenceno p-xileno 163 El grupo –C6H5 se llama fenil: Difenilamina: C6H5-NH-C6H5 ó: 164 POLARIDAD GRUPO FUNCIONAL NOMBRE Y EJEMPLO FUERZAS INTERMOLEC. ALCANO PROPANO CnH2n+2 ALQUENO FUNCIONAL Tetraédrica LONDON NO POLAR “ENO” 1-BUTENO CnH2n ALQUINO LONDON Plana triangular NO POLAR “INO” 2-PENTINO CnH2n-2 CnH2n+2O DEL GRUPO NO POLAR “ANO” ALCOHOL GEOMETRÍA Lineal LONDON POLAR “OL” Si no es el principal: “HIDROXI” 165 2-BUTANOL LONDON 2-HIDROXI-3PENTANONA DIP-DIP Angular PUENTE DE H POLAR ETER ALQUIL ÉTER CnH2n+2O ETIL METIL ÉTER LONDON Angular DIP-DIP “AL” ALDEHÍDO CnH2nO POLAR Si no es el principal: PROPANAL “ONA” CnH2nO Plana triangular DIP-DIP “OXO” CETONA LONDON POLAR Si no es el principal 3-PENTANONA LONDON Plana triangular DIP-DIP “OXO” POLAR ÁCIDO LONDON “ACIDO …OICO” CnH2nO2 ACIDO HEXANOICO DIP-DIP Plana triangular PUENTE DE H ÉSTER CnH2nO2 POLAR “…ATO DE …ILO” ETANOATO DE PROPILO LONDON Plana triangular DIP-DIP POLAR AMINA “ALQUIL AMINA” TRIMETIL AMINA 1° Y 2° L,D-D Y PTE 3° L, D-D 166 Piramidal POLAR LONDON AMIDA “ALCANAMIDA” BUTANAMIDA DIP-DIP Plana triangular PUENTE DE H 2 POLAR NITRILOS “ALCANO NITRILO” HEPTANO NITRILO LONDON Lineal DIP-DIP ORDEN DE PRIORIDAD: Ácidos carboxílicos, ésteres, amidas, nitrilos, aldehídos, cetonas, alcoholes, aminas, alquenos, alquinos, halogenuros. 167 ESTEREOISOMERÍA Estudiaremos a partir de ahora los estereoisómeros, que son aquellos compuestos que poseen igual fórmula molecular, IGUAL CONECTIVIDAD, pero tienen una distribución espacial diferente. Entre ellos se encuentran los DIASTERÓMEROS ó isómeros CIS-TRANS y los ENANTIÓMEROS. DIASTERÓMEROS Ó ISÓMEROS CIS-TRANS Para que exista este tipo de isomería debemos tener un doble enlace C-C. En cada uno de estos 2 C deben estar unidos átomos o grupos de átomos distintos: R R R R1 R2 R1 R2 R CIS TRANS Del mismo lado del plano H Cl De lados opuestos del plano I H H I Cl 168 H Esta isomería se debe a que no hay libre rotación alrededor del doble enlace, entonces resultan ser 2 moléculas distintas. Si tenemos un enlace simple hay libre rotación pero si tenemos un enlace doble no hay libre rotación de los átomos ó grupos de átomos unidos a él. Al no poder rotar el doble enlace tenemos moléculas con igual fórmula molecular (isómeros) pero que difieren en la disposición de los átomos en el espacio y no en su estructura. Esto hace que estos isómeros posean distintas propiedades. H3C H3C H H H CH3 H H3C trans 2-penteno cis 2-penteno Diasterómeros 169 Como vemos cuando los 2 grupos iguales (en este caso los H) se encuentran del mismo lado del doble enlace es el isómero cis y cuando se encuentran en lados opuestos es el isómero trans. No todos los alquenos poseen isomería cis-trans. Para poseerla deben estar 2 grupos distintos (R1 y R2 en el 1C y R1 y R3 en el 2C) entre sí unidos a cada C del doble enlace y 2 grupos iguales (R1) en los C vecinos: R2 R3 R2 R1 R1 R1 R1 R3 Cis Trans En algunos casos los diasterómeros pueden tener distinta polaridad debido a la distinta distribución espacial de los átomos, como en el siguiente ejemplo: H3C H3C CH3 Cl Cl Cl R cis 2,3-dicloropenteno Cl H3C trans 2,3-dicloropenteno Polar No polar Cabe aclarar que si el doble enlace se encuentra en la punta y el C está unido a 2 átomos de H no habrá isomería cis-trans: 170 H H H H H H H3C H3C Es el mismo compuesto: 1-buteno Noten que si a un mismo C se encuentran unidos 2 sustituyentes iguales no existirá isomería cis-trans ya que se tratará del mismo compuesto: R R R R R R2 Son el mismo compuesto 171 R2 R ENANTIÓMEROS. QUIRALIDAD Los ENANTIÓMEROS tienen la MISMA CONECTIVIDAD. Una molécula es la imagen especular (imagen en el espejo) de la otra y no son superponibles. Es decir, son moléculas formadas por los mismos átomos, unidos de la misma forma pero que difieren en la ubicación de los grupos en el espacio. Estos isómeros se diferencian por el efecto que tienen sobre la luz polarizada. Estas moléculas tienen por lo menos un átomo de C unido a 4 átomos ó grupos de átomos distintos. Este átomo de C se llama C quiral ó asimétrico y se marca con un asterisco. H3C CH2 * H2C C CH CH3 H2C CH3 El carbono señalado es un carbono quiral ya que está unido a cuatro grupos distintos: H, -CH3, -CH2CH3 y CH2CH2CH3. Un carbono que posea algún enlace doble o triple nunca puede ser quiral ya que para que lo sea debe estar unido a 4 grupos diferentes y si el carbono tiene un enlace doble su geometría es triangular y está unido a 3 grupos, mientras 172 que si tiene un enlace triple su geometría es lineal y está unido a 2 grupos. Marcar con un asterisco los C quirales en los siguientes compuestos: CH3C(CH3)2CH(CH3)CH2CHO CH3CH(OH)CH2CH(CH3)CH2CH3 Para poder hacerlo, primero los tenemos que abrir: CH3 CH3 * C H3C O CH CH2 C H CH3 El C correspondiente al grupo carbonilo (C=O) no es quiral ya que tiene una unión doble. Tampoco lo es el 4C ya que está unido a tres grupos iguales (-CH3). CH3 * * H3C CH CH2 CH CH2 CH3 OH Un objeto es quiral cuando no es superponible con su imagen especular, como por ejemplo la mano, el pie, etc.. H Cl Br H I I Espejo 173 Cl Br Como vemos no se pueden superponer. Para formarlos o identificarlos se tienen 2 opciones: 1. Realizar su imagen especular: H H3C C H Cl Cl CH2 CH3 C CH3 H3C CH2 2. La otra opción es intercambiar 2 enlaces cualesquiera: H H3C C Cl Cl H3C CH2 CH3 C H CH2 CH3 174 BIOMOLÉCULAS Veremos las estructuras correspondientes a los: Lípidos Hidratos de carbono Proteínas Ácidos nucleicos 1. Lípidos Son compuestos oxigenados que se caracterizan por ser insolubles en agua y solubles en solventes orgánicos. Comprende a las grasas, las ceras, los fosfolípidos y los esteroides. Las grasas son ésteres derivados de un alcohol (propanotriol), más conocido como glicerina y de ácidos carboxílicos llamados ácidos grasos. Su fórmula general es: 2 R1 R2 2 R3 Donde R1, R2 y R3 pueden ser iguales ó diferentes. 175 2. Hidratos de carbono Son compuestos oxigenados polifuncionales, básicamente aldehídos ó cetonas polihidroxilados. Los hidratos de carbono de baja masa molar se llaman azúcares. Algunos hidratos de carbono de pocos átomos de C se llaman monosacáridos, siendo los más comunes los de 6 C (hexosas) y los de 5 C (pentosas). La glucosa es el monosacárido más importante por tratarse del combustible de las células. La estructura de la glucosa es: O HC H C OH HO C H H C OH H C OH H2C OH Que también se puede representar en su forma cíclica como: OH O H H H OH H HO OH H OH 176 De la condensación (pérdida de una molécula de H2O) de 2 monosacáridos iguales ó distintos se obtienen los disacáridos: OH O H H H 2 OH - H2O O H H H H OH OH H O H H H HO OH OH H O HO OH OH H H OH OH H OH El enlace formado se llama unión glicosídica (-O-). Existen otros hidratos de C constituidos por la condensación de un gran número de moléculas de monosacáridos denominados polisacáridos. Los más importantes son la celulosa, el almidón y el glucógeno. 3. Proteínas Son compuestos nitrogenados de elevada masa molar. Resultan de la condensación de los α-aminoácidos: O C R CH OH NH2 La unión entre los aminoácidos (iguales ó distintos) se denomina unión peptídica (-CO-NH-). 177 O R1 C CH O O OH - H 2O C R2 + O CH NH2 OH NH2 R1 R2 C CH C CH OH NH NH2 4. Ácidos nucleicos Se conocen 2 tipos de ácidos nucleicos, el ácido ribonucleico (ARN) y el ácido desoxirribonucleico (ADN). Los monómeros de estos biopolímeros son los nucleótidos. El tipo de enlace entre ellos es fosfodiester. Cada nucleótido está formado por un monosacárido (pentosa), ácido fosfórico que está enlazado por medio de una unión glicosídica con una base nitrogenada. Veamos algunas estructuras: Pentosas: HO OH OH OH HO O O OH OH Ribosa Desoxirribosa Bases nitrogenadas: NH2 N NH N Adenina N N N NH O O NH2 NH O Citosina N Guanina 178 H3C NH NH2 NH NH Uracilo O GEOMETRÍA MOLECULAR Polaridad de moléculas diatómicas: Como vimos anteriormente, si la molécula está formada por átomos iguales, ambos atraen por igual a los e- de la unión por lo que resulta que el enlace covalente será no polar (la distribución de carga ó nube electrónica está distribuida en forma simétrica). Si en cambio la molécula está formada por átomos distintos, la distribución electrónica no será simétrica y el enlace será polar (salvo en el caso de que dichos átomos tengan la misma electronegatividad). Una unión covalente es más polar cuanto mayor es la diferencia de electronegatividades de los átomos que se unen. La polaridad se mide por medio del momento dipolar (µ) que está relacionado con la carga situada en cualquiera de los polos y la distancia que los separa. Si una molécula es polar tendrá µ ≠ 0, mientras que si es no polar tendrá µ = 0. X-X No polar (µ = 0) X-Y Polar (µ ≠ 0) Excepto que la electronegatividad de X y de Y sea igual ó muy parecida. Si la molécula está formada por más de 2 átomos, podremos saber la polaridad del enlace pero para saber la polaridad de la molécula debemos conocer su geometría. Para ello veremos la Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de Valencia (TRePEV). 179 TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA (TRePEV) Consta de 4 postulados: 1. La geometría molecular (GM) depende de los pares de e- compartidos y sin compartir que rodean al átomo central y que, en general, se distribuyen de a pares. Por lo tanto, para averiguar la GM primero debemos realizar la estructura de Lewis y observar los pares de eque rodean al átomo central. 2. Los pares de e- se repelen, por lo que se ubican en el espacio lo más lejos posible para que la repulsión sea mínima. Es decir, en la Lewis, ubicamos a los pares de e- que rodean al átomo central a la mayor distancia posible en el espacio. 2 pares X GE lineal 3 pares X triangular 180 4 pares X tetraédrica 3. Los pares de e- libres se repelen con mayor intensidad que los pares compartidos por lo que ocupan más espacio, achicando el ángulo de enlace. También el ángulo de enlace está determinado por el tamaño de los sustituyentes, (si éstos son de gran tamaño el ángulo aumentará), y por la electronegatividad tanto del átomo central como de los átomos unidos al átomo central. El ángulo de enlace dependerá de varios factores que son los siguientes Pares de electrones sin compartir sobre el átomo central Por ejemplo, en el caso del amoníaco que posee un par de electrones sin compartir sobre el N, veremos que debido a que esos electrones están atraídos sólo por el núcleo del N se pueden mover más libremente: 181 Al moverse más libremente empujan a los otros pares de electrones y achican el ángulo de enlace. Tamaño de los sustituyentes. Si los átomos unidos al central tienen diferentes tamaños, los ángulos se modificarán de tal modo que los sustituyentes se acomoden mejor. Por ejemplo en el caso del CH2Cl2, el carbono está rodeado por 4 pares de electrones en una geometría tetraédrica, por ello uno esperaría un ángulo de 109,5°. Pero, debido a que el Cloro tiene mayor tamaño que el Hidrógeno, los ángulos se van a modificar: Electronegatividad de todos los átomos. 4. Para los fines de GM el efecto que producen 2 ó 3 pares de e- compartidos en un enlace, es el mismo que el producido por un par. 182 Es decir, que para los fines de GM, enlaces dobles ó triples se cuentan como simples. Por ejemplo, en el caso del CO2, que posee dos uniones covalentes dobles, se considera que cada una de ellas está formada sólo por 2 pares de electrones: x x C x x O O Por lo tanto, ellos se ubicaran en una geometría lineal. Notemos que los postulados 1 y 2 los usaremos siempre en las justificaciones, mientras que el postulado 3 sólo lo utilizaremos en el caso de que la molécula tenga pares de e- sin compartir sobre el átomo central ó sustituyentes distintos ó de gran tamaño y el postulado 4 sólo en el caso de tener enlaces dobles ó triples. Veamos los distintos casos: BeCl2 Be: IIA Me Cl: VIIA NoMe No polar Lo primero que vamos a aclarar es que a pesar de que el Be es un metal (Me) del grupo IIA (electronegatividad = 1,5) y el Cl es un no metal (NoMe) del grupo VIIA (electronegatividad = 3,2), por su diferencia de electronegatividades (1,7‹ 2) corresponde a un compuesto covalente. Por ello, forma moléculas y podemos estudiar su GM. Recordemos que los compuestos iónicos no forman moléculas sino redes cristalinas por lo que no poseen GM. 183 Por otra parte diremos que el BeCl2 no cumple con la regla del octeto: Miramos los pares de e- que rodean al átomo central (1º post.): GE: lineal Son 2 pares de e-, por lo que la Geometría electrónica (GE) es LINEAL (para que estén lo más alejados entre si) con un ángulo de 180º. Cuando el átomo central no posee pares de e- sin compartir, la GE coincide con la GM: 180º GM: lineal 184 Para justificar ésta geometría sólo utilizamos los postulados 1 y 2, ya que el Be no posee pares de e- sin compartir, ni la molécula de BeCl2 posee dobles ni triples enlaces. Observemos ahora su polaridad: El enlace Be-Cl es polar, ya que el Cl es más electronegativo que el Be y por tanto atrae más a los e- de la unión. Podemos decir entonces que el enlace Be-Cl tiene un momento dipolar µ que lo representamos como un vector Be Cl. El otro enlace Be-Cl tiene la misma polaridad (igual módulo y dirección) pero con sentido contrario ya que la molécula de BeCl2 es lineal, por lo que los momentos dipolares se compensan debido a la GM lineal: Cl Be Cl No polar (µ = 0) La molécula es no polar ya que la suma de los momentos dipolares es cero. Es importante notar la importancia de la GM, ya que si la molécula de BeCl2 fuera angular, la molécula resultaría polar ya que la suma de los vectores no se anularía: Be Cl Cl R 185 Donde R sería la resultante de la suma vectorial. Esto no es así ya que la molécula es no polar. En general diremos que las moléculas lineales en donde el átomo central está unido a átomos iguales son no polares ya que la suma vectorial de los momentos dipolares se anula, pero si está unido a átomos distintos la suma vectorial no se anula y la molécula será polar. CO2 C: IVA NoMe O: VIA NoMe No polar (µ=0) 1. Comenzamos por realizar la estructura de Lewis: x x C x x O O 2. Contamos los pares de e- que rodean al átomo central (1º postulado): 2 pares, ya que el 4º postulado nos dice que enlaces dobles y triples se cuentan como un par. Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible entre ellos: GE: lineal 186 Entonces como el C no tiene pares de e- sin compartir la GM coincide con la GE: 180º GM: lineal Esta molécula es no polar debido a que los momentos dipolares se compensan: O C O No polar (µ = 0) BF3 B: IIIA NoMe F: VIIA NoMe No polar (µ=0) También es una excepción a la regla del octeto, ya que el B queda completo con 3 pares de e-: 1º Hacemos la estructura de Lewis: 2º Contamos los pares de e- que rodean al átomo central: 3 pares (1º postulado). Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible entre ellos: 187 GE: plana triangular Entonces, como el B no tiene pares de e- sin compartir su GM también será plana triangular y el ángulo F-B-F será de 120º: 120º GM: plana triangular Para justificar dicha postulados 1 y 2. geometría sólo utilizamos los Si bien el enlace B-F es polar ya que el F es más electronegativo que el B, esta molécula es no polar debido a que los momentos dipolares se compensan: F F 1 2 2 1 3 B Se anulan 3 F 188 En general diremos que las moléculas plana triangulares en donde el átomo central está unido a átomos iguales son no polares ya que la suma vectorial de los momentos dipolares se anula, pero si está unido a átomos distintos la suma vectorial no se anula y la molécula será polar. COCl2 Polar (µ ≠ 0) Como el C no tiene pares de e- sin compartir su GE=GM. Contamos los pares de e- que rodean al átomo central (1º postulado): 3 pares, ya que el 4º postulado nos dice que enlaces dobles y triples se cuentan como un par. Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible entre ellos: aprox. 120º 120º GE = GM = plana triangular 189 Notar que tanto el ángulo Cl-C-Cl como el ángulo Cl-CO son aproximadamente de 120º (3° postulado). Veamos la polaridad. Como el O es más electronegativo que el Cl, los momentos dipolares los representamos: R Es decir, la resultante de los vectores C-Cl no se anulan con el momento dipolar correspondiente al C-O. Por lo tanto la molécula será polar (µ ≠ 0). CH4 No polar (µ=0) Contamos los pares de e- que rodean al átomo central (1º postulado): 4 pares. Como no tiene pares de e- sin compartir su GE = GM. Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible entre ellos, es decir en una geometría tetraédrica: 190 GE: tetraédrica GM: tetraédrica Esta molécula la podemos representar mediante diversos modelos: Los ángulos H-C-H son todos iguales y de 109,5º. Esta molécula es no polar, ya que aunque el enlace C-H es polar, los momentos dipolares en la molécula se compensan (de los 3 enlaces C-H que están hacia abajo resulta un momento dipolar resultante que tiene igual dirección y módulo pero es de sentido contrario al correspondiente al enlace C-H que está hacia arriba). 191 CH2Cl2 Polar (µ ≠ 0) Contamos los pares de e- que rodean al átomo central (1º postulado): 4 pares. Como no tiene pares de e- sin compartir su GE = GM. Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible entre ellos, es decir en una geometría tetraédrica: GE: tetraédrica GM: tetraédrica 192 Tanto los ángulos H-C-H como los ángulos H-C-Cl y Cl-CCl son aproximadamente de 109,5º. Pero el ángulo Cl-C-Cl es un poco mayor que el H-C-H ya que los Cl tienen mayor tamaño entonces habrá mayor repulsión entre ellos (3° postulado). Esta molécula es polar ya que la resultante de los momentos dipolares de los enlaces C-Cl no se compensa con la resultante de los momentos dipolares de los enlaces C-H. CHCl3 Polar (µ ≠ 0) Al igual que la de CH2Cl2 la de CHCl3 es tetraédrica con todos sus ángulos de aproximadamente 109,5º (3°postulado). GE = GM = tetraédrica También lo podemos representar: 193 SO2 Polar (µ ≠ 0) Contamos los pares de e- que rodean al átomo central (1º postulado): 3 pares, ya que el 4º postulado nos dice que enlaces dobles y triples se cuentan como un par (2 compartidos y 1 sin compartir). Como el S tiene un par de e- sin compartir será GE ≠ GM. Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible entre ellos, es decir con una GE plana triangular: GE: plana triangular Pensamos que el ángulo será de 120º pero según el 3º postulado “Los pares de e- libres se repelen con mayor intensidad que los pares compartidos por lo que ocupan más espacio”, y “empujan” a los otros pares de ecambiando el ángulo de enlace: 194 Si formamos la molécula vemos que su geometría forma un ángulo que será aproximadamente de 120º: GM: angular Veamos su polaridad: R La suma de los momentos dipolares nos da una resultante R, es decir, los vectores no se anulan por lo que la molécula será polar. En general diremos que moléculas cuya geometría es angular son siempre polares ya que nunca se compensarán sus momentos dipolares. 195 Polar (µ ≠ 0) NH3 Contamos los pares de e- que rodean al átomo central (1º postulado): 4 pares (3 compartidos y 1 sin compartir). Como tiene pares de e- sin compartir su GE ≠ GM. Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible entre ellos, es decir en una geometría tetraédrica y “pensamos” en ángulos de 109,5º: GE: tetraédrica Formamos la molécula: GM: piramidal 196 Su geometría será piramidal con ángulos aproximados a 109,5º (en este caso de 107,3° debido a que el par de electrones sin compartir repele a los compartidos) 3º postulado. Al igual que sucede con las moléculas angulares todas las piramidales serán polares ya que la suma vectorial de los momentos dipolares da una resultante, es decir, los vectores no se anulan entre sí. H2O Polar (µ ≠ 0) Contamos los pares de e- que rodean al átomo central 1º postulado): 4 pares (2 compartidos y 2 sin compartir). Como tiene pares de e- sin compartir su GE ≠ GM. Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible entre ellos, es decir en una geometría tetraédrica y “pensamos” en ángulos de 109,5º: 197 Formamos la molécula: El ángulo de enlace será aproximado a 109,5º. En este caso es de 104° debido a que los pares de electrones sin compartir repelen a los compartidos achicando el ángulo (3º postulado). CH3OCH3 Polar (µ ≠ 0) En este caso no tenemos un átomo central. Debemos analizar la geometría correspondiente al C y al O: Si miramos los C vemos que ambos tienen 4 pares de ealrededor por lo que su geometría será tetraédrica en donde los ángulos H-C-H serán de aproximadamente 109,5º. Si miramos al O como átomo central, también tiene 4 pares de e- a su alrededor, pero sólo 2 de ellos están 198 compartidos por lo que su geometría será angular y el ángulo C-O-C será aproximadamente de 109,5º (en este caso es un poco mayor -111,5°- ya que los metilos se repelen y aumentan el ángulo de enlace) por el 3° postulado. 199 GEOMETRÍA DE IONES Trabajamos con los mismos postulados pero ahora no nos referiremos a GM sino a geometría del ión (tener en cuenta que los iones no forman moléculas). NH4+ El N posee 4 pares de e- compartidos y ninguno sin compartir, por lo que GE = GIón y será tetraédrica con todos sus ángulos de 109,5º (postulados 1 y 2, ya que no posee pares de e- sin compartir ni enlaces dobles ni triples). 200 NO2- El N posee 3 pares de e- a su alrededor (1º postulado y por el 4º postulado el enlace doble lo considero como simple), 2 compartidos y uno sin compartir por lo que la GE ≠ GIón. Sabemos por el 2º postulado que los pares de e- se ubican lo más alejados posible entre ellos. Entonces la GE será plana triangular por lo que pensamos en un ángulo “teórico” de 120º y la geometría del ión será angular con ángulos aproximados a 120º (por el 3º postulado los pares libres ocupan más espacio). Es decir que para justificar la GIón debemos enunciar los 4 postulados. GIón: angular ángulo O-N-O aproximado a 120º Veamos un resumen de lo visto: 201 Pares de e- GE GM Ángulos Ejemplos Totales: 2 Compart. Sin 2 compartir - Lineal Lineal 180º BeCl2, CO2 No polar Totales: 3 Compart. Sin 3 compartir - Plana triangular Compart. 2 Sin compartir 1 Totales : 4 Compart. Sin 4 compartir Compart. 3 Compart. 2 Sin compartir 1 Sin compartir 2 Tetraédrica Plana triangular 120º HCN Polar BF3, SO3 No polar Angular Aprox. 120° Aprox. 120º Tetraédrica 109,5º Piramidal Aprox. 109,5° Aprox. 109,5º CH3Cl CH2Cl2 Polar NH3, PH3 Polar Aprox. 109,5º H2O Polar ClO2- Angular 202 H2CO Polar SO2 Polar NO2CH4 No polar FUERZAS INTERMOLECULARES Es muy importante notar que la palabra “intermoleculares” se refiere a “ENTRE MOLÉCULAS”. Es decir, que nos referiremos a las fuerzas de atracción existente entre moléculas. (Como ya dijimos en otras oportunidades los compuestos iónicos no forman moléculas sino redes cristalinas por lo que no se aplica lo que veremos a continuación). Todos sabemos que el H2O a temperatura ambiente se encuentra en estado líquido. ¿Cuál es la diferencia con el H2O en estado gaseoso? Obviamente sigue siendo H2O sólo que las moléculas se encuentran más separadas: Líquido Gaseoso 203 Fuerzas intermoleculares Por lo tanto, para pasar del estado líquido al estado gaseoso debimos entregar energía en forma de calor para vencer las fuerzas de atracción existente entre las moléculas. Notar que cuanto más intensas sean las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas, más energía debemos entregar para separarlas es decir para pasar de un estado de agregación a otro. Estudiaremos a continuación cuáles son estas fuerzas de atracción, su intensidad y su relación con los puntos de fusión (PF) y puntos de ebullición (PE) de las sustancias. Recordemos que el punto de fusión es la temperatura que se debe entregar para pasar del estado sólido al estado líquido y el punto de ebullición es la temperatura que se debe entregar para pasar del estado líquido al estado gaseoso (siempre a 1 atmósfera de presión). 204 Las fuerzas intermoleculares son de tres tipos: Fuerzas de London Fuerzas dipolo-dipolo ó de dipolo permanente Puente de hidrógeno FUERZAS DE LONDON Existen entre todas las moléculas. Son más intensas cuanto mayor sea el tamaño de las moléculas. Es especialmente importante entre moléculas no polares y entre gases nobles ya que es la única fuerza intermolecular existente entre ellas. Está relacionada con la forma de las moléculas (cuanto más ramificada sea una cadena menor será su intensidad). Sabemos que los electrones se mueven alrededor de los núcleos. Este movimiento provoca una deformación de la nube de electrones. Si la nube electrónica se distribuye en forma asimétrica se produce un dipolo: 205 Distribución electrónica Distribución electrónica asimétrica simétrica Dipolo δ+ δ- A la atracción entre dipolos se la llama Fuerza de London: δ+ δ- δ+ δ- Atracción entre dipolos London La atracción entre dipolos será más intensa cuanto mayor sea la deformación de la nube de electrones, y ésta será mayor cuanto mayor sea el tamaño de las moléculas. Por lo tanto la intensidad de la fuerza de London será mayor cuanto mayor sea el tamaño de las moléculas. Diremos que una molécula tiene mayor tamaño cuando tiene mayor masa molar M. Cuanto mayor sea la atracción entre dipolos, más energía se deberá entregar para separar las moléculas y por lo tanto mayores serán los puntos de fusión y puntos de ebullición. 206 Veamos las moléculas de Cl2, Br2 Y I2. Todas ellas son no polares, por lo que entre ellas sólo existe la fuerza de atracción de London. Si la intensidad de la fuerza de London fuera siempre igual estas sustancias tendrían PE similares, sin embargo esto no es así. La intensidad de dicha fuerza será mayor cuanto mayor sea la deformación de la nube, y ésta será mayor cuanto mayor sea el n º de electrones, es decir, la masa molar M. 207 A mayor tamaño Mayor masa molar M Mayor deformación de la nube electrónica Mayor atracción entre los dipolos Se debe entregar más Energía para separar los dipolos: MAYOR P.EB. y P.F. Por ello habrá una mayor atracción entre dipolos y deberemos entregar más energía para separarlos. Es por esto que el Cl 2 es un gas a T ambiente mientras que el Br2 es un líquido y el I2 es un sólido. Lo mismo sucede si comparamos la fuerza de London entre moléculas orgánicas. Tomemos 2 alcanos, que por ser no polares poseen entre sus moléculas sólo la atracción de London. 208 Menor PF y PE Mayor PF y PE En moléculas de forma similar (en este caso ambas son lineales), la intensidad de la fuerza de London aumenta con el n º de electrones deslocalizados que contienen, es decir con la masa molar. Si las cadenas están ramificadas, las moléculas se encuentran más alejadas entre si (por impedimento estérico) y por lo tanto, habrá menor atracción entre ellas y tendrán puntos de fusión y puntos de ebullición más bajos que las cadenas lineales de igual masa molar M. 209 Mayor atracción Menor atracción Cadena lineal Cadena ramificada Las moléculas se acercan más entre sí Las moléculas se encuentran más alejadas Mayor atracción entre las moléculas Menor atracción entre las moléculas Mayor P.EB. y P.F. Menor P.EB. y P.F. Fuerzas Dipolo-dipolo ó dipolo permanente Existen únicamente entre sustancias cuyas moléculas son polares. Cuanto mayor es la polaridad de las moléculas, más intensas serán las fuerzas dipolo-dipolo que existen entre ellas y por lo tanto aumentarán los puntos de fusión y puntos de ebullición. 210 Consisten en la atracción entre dipolos permanentes que se producen por la aproximación de moléculas polares. Las moléculas de H-Cl que son polares (ya que el Cl es más electronegativo que el H) se atraen por fuerzas dipolo-dipolo: δ+ δδ+ δ- En donde la parte positiva del dipolo se ve atraída por la parte negativa del otro dipolo: δ+ δ- δ+ δ- Atracción entre dipolos Dipolo-Dipolo Es importante remarcar que entre éstas moléculas existen tanto las interacciones dipolo-dipolo como las de London. 211 Puente de hidrógeno Al igual que las interacciones de dipolo-dipolo, se da entre moléculas polares pero que contienen un átomo de H unido a otro átomo muy electronegativo como F, O, ó N. Veamos el caso del H2O: δδ+ . .. puente de H .. . δ- δ+ δ+ δ+ δ+ Atracción puente de hidrógeno δ- Notar que el puente se forma entre el H de una molécula y el O de la otra. 212 Esto provoca que el agua tenga un punto de ebullición “anormalmente” alto de 100ºC, comparado con otras sustancias tales como el H2S (PE -61º C) ó el H2Se (PE -42º C). Veamos sus fuerzas intermoleculares: Sustanci a H2O H2S H2Se GM polarida M Londo d g/mo n l L Angula µ≠0 18 r L Angula µ≠0 34 r Angula µ≠0 81 L r Δ Dip Puent PE E -dip e H ºC 1, D-D 3 0, D-D 5 0, D-D 4 Pte H - 10 0 -61 - -42 Si sólo tenemos en cuenta la fuerza de London llegaríamos a una conclusión equivocada ya que el que posee mayor fuerza de London es el H2Se por ser el de mayor M y pensaríamos que debe ser el de mayor punto de ebullición: H2O H2S M g/mol 18 34 H2Se 81 Sustancia 213 London L L L Sustanci a H2S H2Se GM Angula r Angula r M polarida Londo g/mo d n l µ≠0 34 L µ≠0 81 L P Δ Dip Puent E E -dip e H º C 0, D-D 5 61 0, D-D 4 42 Si observamos la tabla anterior vemos que la fuerza dip-dip es similar entre las moléculas de ambas sustancias, pero la fuerza de London es más intensa (eso lo representamos con una L de mayor tamaño) en el caso del H2Se, por lo que es lógico que posea mayor punto de ebullición. (Recordar que -42°C es una temperatura mayor que -61°C). Sin embargo a pesar de tener la London menos intensa de las 3 sustancias el H2O tiene un punto de ebullición muy superior. Esto se debe a que entre las moléculas de H2O existe una interacción dipdip más intensa y además, por tener el enlace O-H, existe puente de H entre las moléculas, lo que se traduce en un mayor punto de ebullición: Sustancia London H2O H2S H2Se Dip-dip L D-D L D-D L D-D 214 Puente H Pte H - PE º C 100 -61 -42 Comparemos ahora los puntos de ebullición de un alcohol y un éter de M similar. Vimos que ambos compuestos son polares ya que el O de ambos tiene GM angular. 3 3 3 2 2 2 2 L=L D-D = D-D Pte H 3 2 2 3 3 Éter . .. .. 2 2 2 2 Alcohol Mayor PE La fuerza de London en ambos es similar ya que tienen la misma M. El dipolo es el mismo en ambos y como sólo entre las moléculas de alcohol existe la interacción de puente de H, el alcohol tendrá mayor punto de ebullición. Es importante aclarar que no siempre el alcohol tendrá mayor punto de ebullición que el éter, ya que si el éter tiene una M mucho mayor, su London será más intensa y puede superar en intensidad al puente de H: d- 3 2 2 2 2 2 3 L D-D L D-D Pte H d+ . .. .. . d- 3 d+ 3 3 2 2 2 2 2 Éter 3 Alcohol Mayor PE Menor PE 215 El puente de H no tiene la misma intensidad si se trata de un alcohol primario, secundario ó terciario: CH3 H3C H O H3C O H H3C O H CH3 H O H3C CH3 H O H O O H H3C CH3 H3C CH3 CH3 CH3 Alcohol primario Secundario Terciario Usando modelos: Vemos que si el alcohol es primario, el –OH está en la punta es decir, se encuentra muy expuesto y forma puentes de H con facilidad. Mientras que si el alcohol es secundario ó aún más en el caso de que sea terciario, el –OH se encuentra más impedido para poder formar puentes de H, por lo que los que se formen serán de menor intensidad. En general diremos que para alcoholes de M similar será (debido a la distinta intensidad de los puentes de H): PE alcohol 1º > PE alcohol 2º > 216 PE alcohol 3º También habíamos visto que en general a M similar las sustancias de cadenas lineales poseían mayores puntos de ebullición que las ramificadas (debido a la distinta intensidad de las fuerzas de London): PE cadena ramificada PE cadena lineal > Si debemos comparar puntos de ebullición de 2 alcoholes en donde se den ambos efectos, debemos recalcar que el 1º prevalece sobre el 2º. H3C CH3 O H H3C O H3C Primario primario Lineal ramificado PE: 118º C PE: 108º C H H O H secundario lineal PE: 99,5º C 217 H3C CH3 O terciario ramificado PE: 82,8º C CH3 CH3 Veamos ahora cómo es la intensidad del puente de H cuando el átomo más electronegativo es el N. Si comparamos el punto de ebullición del H2O (100º C) con respecto al punto de ebullición del NH3 (-33,4º C) notaremos que el del H2O es mucho mayor a pesar de que las M son similares, es decir sus London son similares. Esto se debe a que la interacción dipolar es mayor en el H2O debido a una mayor diferencia de electronegatividades pero sobre todo a que el puente que forma el H con el N es mucho menos intenso al que forma con el O. d+ . . . .. d- L L D-D D-D Pte H Pte H d+ . .. .. . d- Esto también es válido para comparar puntos de ebullición de alcoholes con aminas de M similares. Como sus London serán similares y el puente de H que forman los alcoholes es más intenso que el que forman las aminas, los alcoholes tendrán mayor punto de ebullición que las aminas de M similar. Recordemos además que hay aminas 1º, 2º y 3º. Las aminas 3º no poseen el enlace N-H por lo que no tienen la interacción de puente de H. Por tanto si comparamos sus puntos de ebullición, a igual M tendrá menor punto de ebullición la amina 3º. 218 Comparemos el alcohol 1º con la amina 1º y con la amina 3º de M similar: O H3C N N H H3C Alcohol 1º Amina 1º PE: 97,2º C PE: 48,7º C H H3C H CH3 CH3 Amina 3º PE: 3,0º C L L L D-D D-D D-D Pte H Pte H Notar que la trimetilamina, a pesar de tener la misma M que la propilamina tiene una fuerza de London de menor intensidad. Esto es debido a la forma piramidal de la trimetilamina que no permite una gran atracción entre sus moléculas: Otra cosa que afectará los puntos de ebullición es si la molécula posee más de un grupo capaz de formar puentes de H con las otras moléculas. Obviamente cuantos más grupos capaces de formar puente tenga, mayor atracción habrá entre las moléculas y mayor será el punto de ebullición de la sustancia correspondiente: 219 3 2 3 2 2 . . . . . 2 2 . . . .. 2 2 PE: 97,2º C PE: 198º C 220 .. . . . 2 PROPIEDADES DE LOS METALES Los metales son sólidos a temperatura ambiente, salvo el mercurio que se encuentra al estado líquido. Los sólidos metálicos están formados por una red formada por cationes rodeados por una nube de electrones. Entre los cationes y los electrones que los rodean existe atracción electrostática. Las propiedades de los metales son las siguientes: Puntos de fusión relativamente altos. Dúctiles y maleables. Buenos conductores del calor y de la electricidad (debido al movimiento de los electrones). PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Vimos que los compuestos iónicos no forman moléculas sino redes cristalinas. En ellas los cationes están rodeados de los aniones y viceversa. Estas redes se mantienen unidas por la fuerza de atracción electrostática entre las cargas opuestas. Esta atracción es muy intensa, por lo que hace falta mucha E para vencerla y poder romper la red cristalina, es por ello que los compuestos iónicos son sólidos a T ambiente y funden a T mayores a los 200º C (altos puntos de fusión y puntos de ebullición). Hay distintas estructuras cristalinas, por ejemplo la de NaCl tiene forma cúbica: 221 ClNa+ Na+ Cl- Na+ Cl- ClNa+ Los compuestos iónicos son solubles en solventes polares como el H2O. Esto es debido a que los solventes polares forman dipolos que rodean a cada uno de los iones, separándolos: Na+ 222 Cl- Entre los iones y el solvente existe la atracción ión-dipolo. Recordemos que la corriente eléctrica es un flujo ó movimiento de cargas. Debido que los cristales son estructuras rígidas (donde no hay movimiento de los iones) los compuestos iónicos NO conducen la corriente eléctrica a T ambiente (es decir al estado sólido). Pero si lo fundimos (pasamos el cristal del estado sólido al estado líquido rompiendo el cristal) ó formamos una solución (disolviéndolo en un solvente polar), los iones quedan libres, habrá movimientos de cargas por lo que conducen la corriente eléctrica. 223 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SUSTANCIAS IONICAS MeNoMe COVALENTES NoMeNoMe Estado de agregación a T amb Sólido PF y PE ALTOS Redes cristalinas Estructuras rígidas Atracción por fuerzas electrostáticas Sólido Líquido ó Gaseoso Moléculas Atracción por fuerzas intermoleculares BAJOS 224 SUSTANCIAS SOLUBILIDAD IONICAS Son solubles en sv polares como el H2O por interacción ión-dipolo COVALENTES Son insolubles en SV no polares como el CCl4 o el hexano Las sustancias polares son Las sustancias no polares son solubles en sv polares: solubles en sv no polares como el CCl4 o el hexano 225 Cond. de corriente No conducen en estado sólido Si conducen fundidos ó en solución No conducen 226 SOLUBILIDAD DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS En el caso de los compuestos orgánicos debemos agregar que su solubilidad en H2O dependerá de 2 factores: El tamaño de la cadena hidrocarbonada. La posibilidad de formar puentes de H con el H2O. Tamaño de la cadena hidrocarbonada Sabemos que la cadena formada por C e H (cadena hidrocarbonada) es no polar. Por ello, los alcanos, alquenos y alquinos son solubles en sv no polares. Si queremos estudiar la solubilidad de compuestos oxigenados, nitrogenados ó halogenados que son polares, debemos tener en cuenta el tamaño de la cadena hidrocarbonada ya que ésta es no polar. Por ser la cadena hidrocarbonada no polar, cuanto más larga sea ésta, menor será la solubilidad en H 2O ó en otros sv polares. OH H3C No polar OH H3C Polar No polar Mayor solubilidad Menor solubilidad 227 Polar Mayor tamaño de la cadena hidrocarbonada Menor solubilidad Posibilidad de formar puentes de H con el H2O A igual tamaño de la cadena hidrocarbonada, cuantos más grupos funcionales formen puentes de H con el H2O, mayor será la solubilidad. H H O O H O H H HO OH OH Mayor solubilidad H H3C Menor solubilidad Mayor posibilidad de formar puentes de H con el H2O Mayor solubilidad Evaluemos qué sucede si comparamos la solubilidad de un alcohol y un éter isómeros: 228 H3C OH H3C O H O H H CH3 O H Solubilidades similares Como la cadena hidrocarbonada es del mismo tamaño y ambas sustancias forman puente de H con el H 2O las solubilidades serán similares. Recordar que el éter no puede formar puentes de H con otras moléculas de éter, pero sí lo puede hacer con moléculas de H2O ya que esta última actúa como dador de H. Solubilidad en solventes no polares En el caso de utilizar solventes no polares como el CCl 4 o el hexano serán solubles aquellos solutos que también sean no polares como por ejemplo, los alcanos, alquenos y alquinos. Cabe aclarar que en este caso si la molécula posee grupos funcionales polares, la sustancia será más soluble cuanto mayor sea el tamaño de la cadena hidrocarbonada que es la parte no polar de la sustancia. 229 Mayor tamaño de la cadena hidrocarbonada Mayor solubilidad en solventes no polares Menor cantidad de grupos funcionales polares Mayor solubilidad en solventes no polares 230
