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Departamento
de Ciencia y Tecnología
Departamento de Ciencia
y Tecnología
QUIMICA
1
QUIMICA 1
Comisión B
Comisión B
Lunes 10 am – 1 pm
Miércoles 12 am – 2 pm
Dra. Silvia Alonso ([email protected])
Lic. Evelina Maranzana ([email protected])
Dra. Silvia Alonso
([email protected])
Lic. Evelina Maranzana ([email protected])
LAS SUSTANCIAS Y
LOS ENLACES
CLASIFICACION DE LAS
SUSTANCIAS
• Para poder estudiar a las sustancias,
tratando de acercarnos a ellas e intentar
conocerlas parece apropiado tratar de
clasificarlas en algunas pocas categorías,
para así dedicar nuestros esfuerzos a
tratar de comprender cada una de ellas a
la vez
• Una primera aproximación es clasificarlas
por su estado de agregación: sólidos,
líquidos y gases, y veremos qué puede
aportar el análisis de los estados de
agregación de la materia a la naturaleza
del enlace que se presenta en un
compuesto
DIAGRAMAS DE FASES
Es un gráfico que muestra las fases de una
sustancia, que existe a diferentes temperaturas
y presiones
H2O
CO2
PROPIEDADES DE LOS SOLIDOS
Tipos de Sólidos
Tipo
Unidad
Estructural
Iónico
Iones
Metálico
Atomos
métalicos
Molecular
Fuerzas
Uniones
Iónicas
Uniones
metálicas
Ejemplos
NaCl & MgO
Moléculas
Dispersión,
Dipolo/Dipo
lo Unión-H
H2O & CO2
RED
Atomos
ordenados
Unión
Covalente
Diamante &
Grafito
Amorfo
Atomos
desordenados
Unión
Covalente
Vidrio &
Plásticos
Hierro &
Cobre
CLASIFICACION SEGÚN ESTADO
DE AGREGACION
• Sea que la materia esté compuesta de átomos no
enlazados (como en los gases nobles), moléculas (como
en el agua) u otros agregados de átomos cargados
eléctricamente (como en la sal común), por simplicidad,
llamaremos genéricamente a cualquiera de estas
partículas constituyentes de la materia como entidades
• Ya saben que la materia se presenta en tres estados de
agregación: sólido, líquido y gaseoso. En un gas la
densidad es muy baja, comparada con la de un líquido o
un sólido
• También, los gases son compresibles, mientras que los
otros estados no lo son
• Estas propiedades se pueden explicar porque las
entidades que forman el gas están muy separadas unas
de las otras y tienen más movilidad que en los otros
estados. Es decir, en líquidos y sólidos la distancia entre
las entidades es menor, lo mismo que la movilidad
Serie de compuestos sólidos, con muy
altos puntos de fusión
• Tabla 1. Sólidos con elevados puntos de
fusión
Estado de
agregación
Sólidos con
temperatura
de fusión alta
Compuestos
Punto de fusión
(0C)
Cloruro de sodio (NaCl)
800
Diamante [C
diamante)]
3550
Hidroxiapatita, forma
parte de huesos
[Ca5(PO4)3OH]
1600
Hierro (Fe)
1528
• Si la temperatura de fusión es aquélla a la cual
un sólido pasa al estado líquido, podemos
suponer que la mayor o menor temperatura de
fusión de un sólido es un reflejo de la intensidad
de las fuerzas de atracción entre las entidades
que lo forman. Es decir, un alto punto de fusión
nos sugiere que las entidades que conforman esa
sustancia se encuentran unidas por interacciones
muy fuertes
• Esto puede asociarse con la posibilidad de que
cada una de las entidades que constituye al
sólido esté unida con la misma intensidad a cada
una de las entidades vecinas, y éstas a su vez se
encuentren unidas con la misma intensidad a
cada una de sus vecinas, formando una red
tridimensional muy rígida, a la que hay que
aplicar mucha energía para romper. A este tipo
de interacciones se les llama “multidireccionales”
• En los sólidos con temperatura de
fusión alta, las interacciones entre
las entidades que los constituyen son
multidireccionales
• Cuando hay interacciones de este
tipo, las sustancias NO se presentan
como líquidos o gases, ya que se
forma una red infinita de entidades
fuertemente unidas entre sí
PROPIEDADES DE LOS SOLIDOS
A. Red Cristalina y Celda Unidad
• Estructura de los sólidos pueden describirse
como redes tridimensionales de átomos,
iones, o moléculas
Red BiDimensional
Celda Unidad –La unidad más pequeña que se repite y
que conserva todas las propiedades de simetría
del arreglo atómico, iónico o molecular
Punto de red - Las esquinas de una celda unidad en una
red cristalina
Red Cristalina - Colección de celdas unidad que se
repiten en las tres dimensiones (x, y, z).
PROPIEDADES DE LOS SOLIDOS
Red Cristalina en las tres dimensiones
PROPIEDADES DE LOS SOLIDOS
En la naturaleza
hay ocho
diferentes
celdas
unidades que
difieren en la
longitud del
lado y en los
ángulos
PROPIEDADES DE LOS SOLIDOS
Celdas Unidad Cúbicas
PROPIEDADES DE LOS SOLIDOS
B. Metales
• Atomos están en
arreglos de disposición
regular unidos unos a
otros por uniones
metálicas
• Las Uniones Metálicas
semejan uniones
iónicas sumergidas en
un “mar de
electrones”
• Caracteristicas:
1) Maleables & dúctiles
2) Buenos conductores del calor y la electricidad
3) Amplio rango de dureza y puntos de fusión
ENLACE METALICO
• Lo forman los metales
• Es un enlace bastante fuerte
• Los átomos de los metales con pocos e− en su
última capa no forman enlaces covalentes, ya que
compartiendo electrones no adquieren la
estructura de gas noble
• Se comparten los e− de valencia colectivamente
• Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de
iones positivos, empaquetados ordenadamente,
formando una estructura cristalina de alto índice
de coordinación
• Existen dos modelos que lo explican:
– Modelo del mar de electrones
– Modelo de bandas
ENLACE METALICO
Modelo de bandas
• Se basa en la Teoría de Orbitales
Moleculares (TOM) (bandas en el espectro
de emisión)
• Se combinan infinidad de orbitales atómicos
con lo que se producen bandas de orbitales
moleculares
• Los e– ocupan los O.M. enlazantes de menor
energía (banda de vlencia)
• Quedan los orbitales antienlazantes de mayor
energía libres formando la
PROPIEDADES DE LOS
COMPUESTOS METALICOS
• Son dúctiles y maleables debido a que no
existen enlaces con una dirección
determinada. Si se distorsiona la estructura
los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose
entre los cationes
• Son buenos conductores debido a la
deslocalización de los e–. Si se aplica el
modelo de bandas, puede suponerse que la
banda vacía (de conducción está muy
próxima a la banda en donde se encuentran
los e– de forma que con una mínima energía
éstos saltan y se encuentran con una banda
de conducción libre
PROPIEDADES DE LOS
COMPUESTOS METALICOS
• Conducen el calor debido a la compacidad de
los átomos que hace que las vibraciones en
unos se transmitan con facilidad a los de al
lado
• Tienen, en general, altos Puntos de Fusión y
Puntos de Ebullición dependiendo de la
estructura de la red. La mayoría son sólidos
• Tienen un brillo característico debido a la gran
cantidad de niveles muy próximos de energía
que hace que prácticamente absorban energía
de cualquier “λ” que inmediatamente emiten
(reflejo y brillo)
Maleabilidad de un metal
presión
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.
Comparación con estructura de un cristal iónico
Ejemplo: La configuración electrónica de un
elemento: a) ¿Permite conocer cuál es su
situación en el sistema periódico? b) ¿Indica qué clase
de enlaces puede formar con otros elementos? c) ¿Es
suficiente información para saber si el elemento es
sólido, líquido o gas? d) ¿Sirve para conocer si el
elemento es o no molecular? Justifique las respuestas.
a) Sí
b) Sí
c) No
d) Sí. Si acaba en “s” o d” se tratará de un elemento
metálico y el compuesto no será molecular.
Igualmente, los gases nobles (p6) se encuentran
como átomo aislados. Son moleculares los
elementos no metálicos (p2 - p5).
Ejercicio: Rellenar el siguiente cuadro poniendo en cada
casilla la fórmula del elemento o de un compuesto que formen
entre ellos, el tipo de enlace
(C = covalente, I = iónico, M = metálico) y el estado de
agregación (S = sólido, L = líquido, G= gas), tal como aparece
en el ejemplo.
Cl
Cl Cl C G
2
H
O
Ca
H
HCl C
H2 C
O
G
G
Cl2O C
H2O C
O2 C
Ca
G CaCl2 I S
CaH2 I S
L
G CaO I S
Ca M S
PROPIEDADES DE LOS SOLIDOS
C.
Compuestos Iónicos
• Las fuerzas de atracción que
mantienen unidos a los átomos se
llaman enlaces químicos
¿Por qué se unen los átomos?
• Los átomos, moléculas e iones y se
unen entre sí porque al hacerlo se llega
a una situación de mínima energía, lo
que equivale a decir de máxima
estabilidad
• Son los electrones más externos, los
también llamados electrones de
valencia los responsables de esta
unión, al igual que de la estequiometría
y geometría de las sustancias químicas
Diagrama de energía frente
a distancia interatómica
R
a
d
r
eco
..
.
o
nd
Tipos de enlaces
• Intramoleculares:
– Iónico
– Covalente
• Intermoleculares:
– Fuerzas de Van de Waals
– Enlaces de hidrógeno
• Metálico
R
a
d
r
eco
..
.
o
nd
ENLACE IÓNICO
• Se da entre un metal que pierde uno o varios
electrones y un no metal que los captura
• Resultan iones positivos y negativos que se
mantienen unidos por atracciones
electrostáticas, formando redes cristalinas.
• Las reacciones de pérdida o ganancia de e–
se llaman reacciones de ionización:
• Ejemplo:
Na – 1 e– → Na+
O + 2e– → O2–
Reac. global: O + 2 Na → O2– + 2 Na+
• Fórmula del compuesto (empírica): Na2O
ENLACE IONICO
+
+
+
→
→
→
2 Na ( s ) + Cl
2
+
+
+
[
→
(g)
]−
+
+
2 ClNa
[
[
+
]
]
I ( Na) = 496kJ / mol
−
− ∆E(Cl) = −349kJ / mol
∆H
= − 822
kJ
Na+
estructura del NaCl
sólido
Cl-
E
∝
Q 1QQ
Q
E∝ 1 22
dd
Propiedades de los
compuestos iónicos
Energía de red
• Duros
• Quebradizos
• Altos pf y pe
• Conducen la corriente cuando
están fundidos
Energía de red (reticular) en
los compuestos iónicos
(∆Hret o U)
• Es la energía desprendida en la formación
de un compuesto iónico sólido a partir de
sus iones en estado gaseoso
• Ejemplo: En el caso de la formación de
NaCl la Er corresponde a la reacción:
• Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s)(∆Hret < 0)
• Es difícil de calcular por lo que se recurre a
métodos indirectos aplicando la ley de Hess
Es lo que se conoce como ciclo de Born y
Haber
Factores de los que depende
la Energía reticular
• Al ser siempre negativa consideraremos
siempre valores absolutos
• A mayor carga de los iones mayor “U”.
Ejemplo: Así el CaO (Ca2+ y O2–)
tendrá “U” mayor que el NaCl (Na+ y Cl–)
• A menor tamaño de los iones menor “U”.
Ejemplo: Así el NaCl (Na+ y Cl–)
tendrá “U” mayor que el KBr (K+ y Br–)
Ciclo de Born y Haber
• La reacción global de formación de NaCl es:
• Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s)
(∆Hf = –411’1 kJ)
• que puede considerarse suma de las
siguientes reacciones:
• Na (s) → Na (g) (∆Hsubl = +107’8 kJ)
• ½ Cl2 (g) → Cl (g)
(½ ∆Hdis= +121’3 kJ)
• Cl (g) → Cl– (g) (AHAE = –348’8 kJ)
• Na (g) → Na+ (g)
(AHEI = +495’4 kJ)
• Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s) (∆Hret = ?)
Ciclo de Born y Haber
Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) (∆Hf = –
411’1 kJ).
Na (s) → Na (g) (∆Hsubl = +107’8 kJ)
½ Cl2 (g) → Cl (g) (½ ∆Hdis= +121’3 kJ)
Cl (g) → Cl– (g) (AHAE = –348’8 kJ)
Na (g) → Na+ (g) (AHEI = +495’4 kJ)
Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s) (∆Hret = ?)
De donde puede deducirse que:
∆Hret = ∆Hf – (∆Hsubl + ½ ∆Hdis + AHAE +
AHEI)
• ∆Hret = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ
–348’8 kJ + 495’4 kJ) = –786’8 kJ
•
•
•
•
•
•
•
Estructura cristalina
• Los iones en los compuestos
iónicos se ordenan regularmente
en el espacio de la manera más
compacta posible
• Cada ión se rodea de iones de
signo contrario dando lugar a
celdas o unidades que se repiten
en las tres direcciones del espacio
Índice de coordinación
• “Es el número de iones de signo
opuesto que rodean a un ion dado”
• Cuanto mayor es un ión con respecto
al otro mayor es su índice de
coordinación
Principales tipos de
estructura cristalina
• NaCl (cúbica centrada en las caras para
ambos iones)
– Índice de coord. para ambos iones =
6
• CsCl (cúbica para ambos iones)
– Índice de coord. para ambos iones =
8
• CaF2 (cúbica centrada en las caras para
el Ca2+ y tetraédrica para el F– )
– Índice de coord. para el F– = 4
– Índice de coord. para el Ca2+ = 8
Molecula.fli
F−
Ca2+
ESTRUCTURA CRISTALINA
Factores de los que depende
• El tamaño de los iones
• La estequeometría que viene dada por la carga de
los iones de forma que el cristal sea neutro
• Para calcular el nº de átomos por celda se toma
una celda unidad y:
– Se divide por 8 el nº de iones de los vértices.
– Se divide por 4 el nº de iones de las aristas.
– Se divide por 2 el nº de iones centrales de las
caras
– Se suman todos y se añaden los iones del
interior de la celda
Ejemplo: Calcular el nº de cationes y aniones
que hay en las celdas de NaCl, CsCl y CaF2
• NaCl:
– Cl– : 1 ión en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ión en el
centro de cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 4
– Na+: 1 ión en el centro de cada arista (12/4 = 3) +
1 ion en el centro del cubo (1). En total, 3 + 1 = 4
• CsCl:
– Cl– : 1 ión en cada vértice (8/8 = 1). En total, 1
– Cs+ : 1ión en el centro del cubo (1). En total, 1
• CaF2:
– Ca2+ : 1 ión en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el
centro cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 4
– F– : 8 iones en el interior de cada celda (8). En total,
8
– Hay por tanto el doble F– que Ca2+
F
−
C
a
2
+
R
O
S
EPA
PROPIEDADES DE LOS
COMPUESTOS IÓNICOS
• Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto
más cuanto mayor ∆HU) ya que para fundirlos
es necesario romper la red cristalina tan
estable por la cantidad de uniones atracciones
electrostáticas entre iones de distinto signo
Son sólidos a temperatura ambiente
• Gran dureza.(por la misma razón)
• Solubilidad en disolventes polares (tanto más
cuanto menor U) e insolubilidad en disolventes
apolares
• Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin
embargo, en estado sólido no conducen la
electricidad
• Son frágiles
Disolución de un cristal
iónico en un disolvente polar
RE
PA
SO
Solubilidad de un cristal iónico
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.
R
O
S
EPA
Fragilidad en un cristal
iónico
presión
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.
PROPIEDADES DE LOS SOLIDOS
C. Compuestos Iónicos
• Normalmente los cationes ocupan huecos en celdas
unidad de los aniones
• Iones Cesio ocupan huecos cúbicos en una celda
unidad cúbica simple de iones sodio
PROPIEDADES DE LOS SOLIDOS
C. Compuestos Iónicos
• Normalmente los cationes ocuparán huecos en
celdas aniónicas unidad
• Iones Sodio ocupan huecos octaédricos en
celda unidad cúbica centrada en las caras de iones
cloruros
PROPIEDADES DE LOS SOLIDOS
C. Compuestos Iónicos
• Cristales de NaCl se cortarán en cristales más
pequeños que duplican el cristal grande
(estructura macromolecular)
PROPIEDADES DE LOS SOLIDOS
C. Compuestos Iónicos
• Normalmente los cationes ocupan huecos en
celdas unidad aniónicas
• Iones Zinc ocupan huecos tetraédricos en una
celda unidad cúbica centrada en caras de iones
sulfuro
Sustancias cuyas entidades
forman redes tridimensionales con
interacciones multidireccionales
• En la Figura 1 mostramos dos
ejemplos típicos: el cloruro de sodio
y el diamante.
PROPIEDADES DE SOLIDOS
C. Compuestos Iónicos
• Resumen:
1) Iones Mn+ ocupan huecos cúbicos en celdas
cúbicas simples de Xn- iones (ejemplo: CsCl)
2) Iones Mn+ ions ocupan huecos octaedricos en
celdas cúbicas centradas en cara
3) Iones Mn+ ions ocupan huecos tetraedricos en
celdas unidad centradas en caras de iones Xn(ejemplo: ZnS)
• Caracteristicas:
1) Duros & quebradizos
2) Pobres conductores de la electricidad como sólidos,
buenos conductores al estado líquido
3) Altos puntos de fusión
4) Generalmente solubles en agua
Evidencia de las reacciones
químicas
• Cambio físico – la composición
química de una sustancia permanece
constante
– Fundir hielo
• Cambio químico – la composición
química de una sustancia cambia
– Oxidación del hierro
• Reacción química – a la sustancia le
ocurre un cambio químico y forma
una nueva sustancia
• Un cambio químico se lleva
a cabo cuando:
– Se produce un gas
– Se produce un sólido
insoluble
– Se observa un cambio de
color permanentemente
– Se observa un cambio de
calor
• Exotérmico – se libera
calor
• Endotérmico – se absorbe
calor
Escribiendo ecuaciones
químicas
• Ecuación química:
Flecha:
produce
coeficiente
reactivos
catalítico
condiciones
productos
subíndic
e
2A + B2
Temperatura,
presión,
solventes
2AB
• La flecha: indica produce
• Catalítico – sustancia que acelera la
velocidad de reacción sin consumirse
o alterarse permamentemente
• Coeficientes: son los números a la
derecha de la fórmula
• Subíndice: son los números
pequeños que indican el número de
átomos de cada clase que hay en la
fórmula química
Estado físico
• N2(g)
+
H2(g)
NH3(g)
El estado físico se indica de la siguiente
manera:
- (g) gas o con una flecha hacia arriba
– (l) líquido
– (s) sólido o con una flecha hacia abajo
sólido
– (ac) acuoso
LEY DE CONSERVACIÓN DE
LA MASA
Balanceo de una ecuación
• N2 + H2
NH3
• Los coeficientes son usados para
balancear la ecuación y esto permitirá
que el número de átomos sea igual en
ambos lados
• Hay 2 N en la izquierda. Para que
hayan 2 N en el lado derecho, colocar
el coeficiente 2 al NH3:
• N2 + 3H2
2NH3
• Ahora hay dos moléculas de NH3 y
2x3 = 6 H del lado derecho
• Poner coeficiente 3 al H2
• La ecuación quedó balanceada
Conteo de los átomos
• N2
+
3H2
átomo
2NH3
izquierda
derecha
N
1x2=2
2x1=2
H
3x2=6
2x3=6
Izquierda
derecha
¿Qué significa esta ecuación?
N2
1 molécula de
nitrógeno
(con 2
átomos)
reacciona con
1 mol de
nitrógeno
(N2)
reacciona
con
+
3H2
3 moléculas de
hidrógeno (con
2 átomos)
para formar:
3 moles de
hidrógeno
(H2) para
formar:
2NH3
2 moléculas de
amóníaco ( Cada
molécula contiene 1 N
y 3 átomos de H)
2 moles de
amoníaco
(NH3)
Moléculas diatómicas
• Siete elementos existen
naturalmente como moléculas
diatómicas: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, y
I2
Balanceo de ecuaciones
(tanteo)
Monóxido de nitrógeno + oxígeno → dióxido de
nitrógeno
Paso 1: Escriba la reacción usando símbolos
químicos.
Paso 2: Balancee la ecuación química.
2 NO + 1O2 → 2NO2
Representación molecular
NO
NO2
O2
NO
NO2
• No introduzca átomos extraños
para balancear:
NO + O2 →
NO2 + O
• No cambie una fórmula con el
propósito de balancear la
ecuación:
NO + O2 →
NO3
Recomendaciones para balancear
• Balancee primeramente, los elementos
que aparecen en sólo un compuesto en
cada lado de la ecuación
• Balancee los elementos libres por último.
• Balancee los grupo poliatómicos sin
cambiarlos
• Se pueden utilizar coeficientes
fraccionarios que al final del proceso son
convertidos en enteros por una simple
multiplicación
Ejemplo
El hidrógeno gaseoso reacciona con
oxígeno gaseoso para producir
agua.
Paso 1:
hidrógeno + oxígeno
agua
Paso 2:
H2 + O2
H2O
Paso 3:
2 H2 + O2
2 H2O