QUÍMICA I Victoria Selene Casco Unidad 1: Sistemas Materiales Conceptos: ● La Química es una parte de la ciencia que se ocupa del estudio de la materia y sus transformaciones. Estudia su composición, propiedades, los efectos sobre la materia al extraer o añadir energía. ○ Es una ciencia experimental ya que sus leyes surgen de observar fenómenos y realizar experimentos para intentar reproducirlos. ● Materia: todo aquello que nos rodea y tiene volumen (ocupa un determinado espacio) y masa. ○ La materia puede estar compuesta por una o distintas sustancias: diferentes tipos de materia caracterizadas por sus propiedades particulares. ○ Sin embargo, hay propiedades comunes a toda la materia: ■ Es impenetrable: los átomos no se superponen. ■ Ponderabilidad: es cuantificable a través de su masa. ● Cuerpo: porción limitada de materia. ○ tiene límite propio ○ o su forma está determinada por otros cuerpos como es el caso de los gases. ● Energía: capacidad de hacer un trabajo. ○ energía de las reacciones químicas, de los compuestos, etc. ○ energía liberada por las moléculas de nafta al romperse. ○ energía liberada al degradar alimentos y el cuerpo lo almacena como grasa, ATP, glucosa. ● Masa: es una constante propia, es una medida de la cantidad de materia que tiene un cuerpo. ○ Es una cantidad física escalar ○ Es aditiva, se puede sumar sin importar las sustancias involucradas. ○ no depende de la posición geográfica. ○ Se mide en S.I. en Kg ● Peso: es la fuerza de atracción que el planeta Tierra ejerce sobre los cuerpos en un lugar determinado. ○ Es una magnitud vectorial ya que es una fuerza que varía de un lugar a otro. ○ Peso= masa · gravedad (9,8 m/s) ○ Se mide en Kgf. ○ En la Tierra, 1 Kgf= 1 Kg. Estados de Agregación de la materia Para explicar los diferentes estados se ha elaborado la teoría cinético-molecular, la cual tiene los siguientes enunciados: ● Las partículas que forman la materia están en constante movimiento, por lo que poseen Energía cinética. ● Si bien las partículas están separadas entre sí, tienen fuerzas de atracción o cohesión que las acercan. ● Mientras mayor es la temperatura, mayor es el movimiento de las partículas. ● Entonces, el estado depende del movimiento permitido que tienen las moléculas. Sólido ❏ Forma y volumen propio: sus partículas forman un conjunto compacto ya que la fuerza de atracción entre ellas es muy grande. ❏ No son compresibles: al haber poco espacio entre sus moléculas, su volumen varía poco frente a cambios de presión. ❏ No fluyen al ser sometidos a la acción de una fuerza, para ello esta tendría que ser muy grande. Líquido ❏ Volumen propio, pero su forma está determinada por el recipiente que los contiene. ❏ Fluyen: sus partículas no están ordenadas y las fuerzas de atracción están equilibradas. De este modo, las moléculas se mueven unas sobre otras, se deslizan, y le permiten a los líquidos fluir. ❏ Poco compresibles. ❏ Se dilatan al aumentar la temperatura ❏ Su Superficie libre determina la velocidad de evaporación. Gaseoso ❏ No tienen ni forma ni volumen propio: las moléculas se encuentran desordenadas y más distanciadas una de otras debido a la poca fuerza de atracción entre ellas. De este modo, sus partículas tienen mucha movilidad y capacidad de expansión infinita, ocupando todo el espacio disponible en el recipiente que los contiene. ❏ Son compresibles: esta característica permite el cambio al estado líquido, se disminuye tanto su volumen hasta que las moléculas están tan juntas que pasa a ser un líquido. Esto se realiza para transportarlos. Ej: líquido en un encendedor. ❏ Puede ser un gas o un vapor, aquel que en condiciones normales son líquidos o sólidos, naftalina por ejemplo. Luego está el Plasma: ● Un cuarto estado de la materia. ● Es una masa gaseosa fluida fuertemente ionizada a altas temperaturas, que no tiene ni forma ni volumen propio. ● Mucha energía está involucrada, es altamente conductor. ● Los átomos están despojados de la envoltura electrónica y coexisten con los núcleos atómicos en un estado de fuerte agitación. ● Se puede encontrar en las estrellas, como nuestro Sol. Cambios de Estado (con cambios de temperatura y/o presión) FUSIÓN: La temperatura necesaria para pasar del estado sólido al líquido, temperatura o punto de fusión, es propia de cada cuerpo a una determinada presión atmosférica. Durante el cambio de estado la temperatura es constante, ya que todo el calor suministrado es aprovechado. SOLIDIFICACIÓN: La temperatura necesaria para que un líquido puro pase al estado sólido, temperatura o punto de solidificación, es la misma temperatura que la de fusión (hablando de la misma sustancia). VAPORIZACIÓN: El pasaje de estado líquido al gaseoso puede darse de 2 formas: ● Ebullición: ocurre cuando el pasaje se produce en toda la masa del líquido y la temperatura a la que se produce, temperatura o punto de ebullición, es propia de cada cuerpo a una determinada presión atmosférica. Durante el proceso la temperatura es constante. ● Evaporación: ocurre cuando sólo las moléculas de la superficie pasan al estado gaseoso, y este proceso ocurre a cualquier temperatura, menor a la de ebullición. CONDENSACIÓN: El pasaje de estado gaseoso al líquido por disminución de la temperatura (ej: vapor de ducha toca el espejo frío). Ahora, cuando el pasaje se produce por un aumento de la presión se llama LICUACIÓN, y eso es lo que se hace para transportar gas en garrafas para que ocupen menos volumen. VOLATILIZACIÓN: El pasaje del estado sólido al gaseoso que se produce cuando ciertos materiales sólidos son calentados a presión atmosférica. Un ejemplo es la naftalina, aunque pasa a ser un vapor porque en condiciones es sólida. También está el vapor de Yodo. SUBLIMACIÓN: El pasaje del estado gaseoso al estado sólido, un ejemplo es la Nieve. Las bajas temperaturas provocan que el vapor de agua de las nubes se convierta en nieve. Propiedades de la Materia Las propiedades de la materia son las características o cualidades propias de la misma que pueden ser percibidas mediante nuestros sentidos. INTENSIVAS EXTENSIVAS Son aquellas que no dependen de la cantidad de Son aquellas que sí dependen de la cantidad de materia materia y nos permiten identificar la sustancia o material y no son características propias de una sustancia. que se esté analizando, ya que son propias de ese Ej: peso, masa, volumen, superficie, longitud, etc. material. Ej: Color, densidad, conductividad eléctrica, punto de ebullición, etc. El cociente de 2 propiedades extensivas me dan como resultado una propiedad intensiva, como es el caso de la densidad (masa/volumen) que a su vez varía según el estado de agregación. Dato: los gases no tienen una densidad que los caracterice porque no tienen volumen propio. Sistemas Materiales Un sistema material es una porción de materia aislada(físicamente) para su estudio, una porción del universo que se debe independizar en forma real o imaginaria. El sistema material debe ser representativo de toda la materia. Además, un sistema material puede llegar a interactuar con su medio ambiente, todo aquello que lo rodea, por lo que hay posibilidad de que intercambie materia y/o energía con este. De este modo, el medio ambiente debe ser considerado a la hora de analizar el sistema material por el impacto que puede tener en el mismo. Según su relación con el medio ambiente se pueden clasificar en: Sistemas Abiertos Sistemas Cerrados Sistemas Aislados Son aquellos que intercambian materia y energía con el medio ambiente, generalmente en forma de calor. Ej: El agua al evaporarse o al aumentar su temperatura. Son aquellos que no intercambian materia pero sí energía con el medio ambiente. Ej: el agua que está contenida en una botella sólo intercambia energía al aumentar su temperatura. Son aquellos que no intercambian ni materia ni energía con el medio ambiente. Ej: calorímetro, que es mejor que utilizar un termo. Según las propiedades de la materia se pueden clasificar en: MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE FASES 1. Tría: este método consiste en tomar con pinzas o con las manos las fases sólidas que se encuentran dispersas en otro sólido o líquido. 2. Disolución: este método se complementa con otros (como la filtración o cristalización) ya que se utiliza para separar dos fases sólidas, en la cual una es soluble en un determinado solvente que se agrega y la otra no. Por ejemplo, si tengo sal y arena, agrego agua que se mezcla con la sal, filtro para que me quede sal con el Aunque tenga distinta forma, una misma sustancia implica la misma fase, por tener las mismas propiedades intensivas. Agua líquida y en estado sólido son 2 fases por tener distinta densidad, por lo tanto distintas propiedades intensivas agua, evaporo el agua (cristalización) y obtengo la sal. 3. Filtración: este método se utiliza para separar un sólido de un líquido. Consiste en retener las partículas sólidas utilizando una barrera, como un filtro o un tamiz, y se deja circular la mezcla heterogénea (como colar arroz). 4. Sedimentación y decantación: Este método permite separar las fases de un sistema que difieren mucho en densidad. Podemos separar fases sólidas (insolubles en el líquido) de líquidas(agua y arena) y también separar dos fases líquidas (dos líquidos inmiscibles). El sistema se deja en reposo y con el pasar del tiempo, el componente más denso se deposita en el fondo del recipiente, es decir, sedimenta. Luego, se vuelca la fase líquida superior a otro recipiente, es decir, se decanta. En el caso de separar dos fases líquidas como agua y aceite, se utiliza una ampolla de decantación, y abriendo la válvula, se deja escurrir el líquido inferior. 5. Centrifugación: este método permite separar las fases de un sistema que difieren muy poco en densidad mediante la acción de una fuerza centrífuga. Se pueden separar fases sólidas de líquidas o líquidas de líquidas. Mediante el uso de una máquina centrífuga, se puede acelerar la sedimentación. 6. Tamización: Este método se usa para separar dos o más fases sólidas, cuyas partículas tienen diferencia de tamaño. Se utiliza un tamiz o una malla que retiene las más gruesas, dejando pasar las más finas. Ej: separar arena y garbanzos. 7. Magnetismo: La separación magnética es un procesos que se usa para separar dos sólidos, uno de los cuales es ferroso o tiene propiedades magnéticas. De este modo, se acerca un imán al sistema para generar un campo magnético que atrae únicamente al compuesto ferroso, dejando al no ferroso en el recipiente. Ej: limaduras de hierro con arena. 8. Sublimación: Este método permite separar aquellas fases capaces de sublimar, dos sólidos de los cuales uno solo se sublima, como en el caso de arena y yodo. Cuando el sistema recibe calor el yodo se convierte en vapor y luego pasa nuevamente al estado sólido al tomar contacto con una superficie fría, y se deposita en la base de esa superficie fría. 9. Flotación: A diferencia de lo que ocurre en la decantación, este proceso de separación sólido–líquido únicamente se aplica a partículas que tienen una densidad real (flotación natural) o aparente (flotación provocada) inferior a la del líquido que los contiene. Es decir, que se utiliza para separar sólidos de distintas densidades agregando un líquido de densidad intermedia. De este modo, a una mezcla de corcho y arena, se agrega agua y la arena se sedimenta, y el corcho flota en la superficie del agua. 10. Levigación: similar a la flotación, pero se usa particularmente en minerales. La levigación es una técnica de separación de mezclas Se emplea en la separación de minerales, (material que contiene alta concentración de un mineral) de rocas y tierras de escaso valor industrial (gangas). La levigación consiste en pulverizar una mezcla sólida y tratarla con disolventes apropiados, basándose en una diferencia de densidad. Por ejemplo en un mineral de la ganga, primero se pulveriza el mineral en bruto (mineral + gangas), luego se coloca la mezcla en un recipiente y se le aplica una corriente de agua. El mineral, por su mayor peso (mayor densidad) queda en el fondo del recipiente y la ganga que flota es arrastrada por el agua. MÉTODOS DE FRACCIONAMIENTO DE SISTEMAS HOMOGÉNEOS Fraccionar implica aplicar métodos físicos de fraccionamiento para obtener los componentes constituyentes de un sistema homogéneo. 1. DESTILACIÓN: Este método se utiliza para separar componentes con distintos puntos de ebullición. Si sus puntos son cercanos, se utiliza la destilación fraccionada en vez de la simple. Consiste en calentar el sistema y luego condensar los vapores del componente con menor punto de ebullición al hacerlo pasar por un tubo refrigerante, y así queda separado en un segundo recipiente. 2. CRISTALIZACIÓN: Este método se utiliza para separar sólidos disueltos en solventes líquidos. Puede hacerse de dos maneras: por enfriamiento, disminuyendo la solubilidad por descenso de temperatura, o por calentamiento, disminuyendo la capacidad de disolución por evaporación del solvente. 3. EXTRACCIÓN: La extracción con disolventes es la técnica de separación de varios solutos disueltos en un solvente, y aprovechando las diferencias de solubilidad de solubilidad de los mismos se añade un solvente inmiscible(que no se disuelve o se mezcla con el solvente original) para que los solutos se distribuyan entre los dos solventes. Algunos solutos serán más solubles en un solvente que en el otro, y luego las dos fases se separan como mezclas heterogéneas, por decantación por ejemplo (supongo que con ampolla de decantación). CASO DE LAS SUSTANCIAS PURAS Cuando un sistema homogéneo ya no puede ser fraccionado estamos ante una sustancia, un sistema homogéneo con un único componente. La forma de descomponer sustancias puras compuestas en simples es mediante métodos químicos, como la electrólisis. COMPOSICIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES ➢ Centesimal o porcentaje: para determinar la composición de un determinado sistema de manera cuantitativa es necesario conocer la masa de cada uno de los componentes relacionándola con la masa total del sistema. ○ muchas reglas de 3 simple básicamente ➔ La fórmula empírica es la expresión más sencilla para representar un compuesto químico. Nos indica los elementos que están presentes y la proporción mínima en números enteros que hay entre sus átomos. A esta fórmula se le conoce también como “fórmula mínima”. Muchas veces coincide con la fórmula molecular. ◆ Agua es H2O ➔ La fórmula molecular es la fórmula real de la molécula y está formada por los símbolos que son los elementos químicos y unos subíndices que nos indica el número de átomos que participan en la formación de la molécula. ◆ Glucosa fórmula molecular es C6H12O6 y su fórmula empírica es CH2O ya que por cada átomo de C hay dos de H y uno de O FALTA:Sistemas coloidales: soles, emulsiones, nieblas, humos, espumas, geles. Diferencias entre sistemas coloidales, soluciones y suspensiones https:// www.ensambledeidea s.com/los-tipos-desistemasheterogeneos/ CAPÍTULO 2-Di Risio V a.C. → Demócrito decía que todo lo que existe está formado por partículas invisibles e indivisibles a las cuales llamó átomos, y que estos debían formar por la unión entre ellos la materia perceptible por nuestros sentidos John Dalton → Él estaba convencido de que las propiedades perceptibles de la materia se explicarían a través del conocimiento de su estructura interna, por lo que propuso la teoría atómica: la materia está formada por átomos, diminutas esferas impenetrables e indivisibles caracterizadas por su masa y capacidad de combinarse con otros átomos. Sin embargo, esta teoría tuvo algunas dificultades al intentar explicar experimentos relacionados con las combinaciones de volúmenes gaseosos. Amadeo Avogadro → Entonces en 1811, Avogadro complementó la teoría de Dalton explicando los hechos observados para la combinación de gases y postuló que las sustancias no estaban formadas por átomos individuales cómo imaginaba Dalton, sino por una combinación de una determinada cantidad de ellos. Entonces llamó moléculas a las partículas formadas por agrupaciones de átomos y así nació la Teoría atómico-molecular. → Postulados: 1. Las sustancias moleculares están compuestas por partículas llamadas moléculas, las cuales están formadas por las uniones de uno o más átomos. 2. Las moléculas de una sustancia son iguales entre sí y su composición difiere de las moléculas de otras sustancias. 3. Las sustancias puras simples están formadas por átomos del mismo elemento y las compuestas están formadas por átomos de 2 o más elementos distintos. 4. La atomicidad es el número de átomos que constituye una molécula. a. moléculas formadas por un solo átomo→ monoatómicas b. por dos átomos→ diatómicas→ triatómicas→ 2 o + en general se dicen poliatómicas 5. Las transformaciones físicas no cambian la composición química o constitución de las moléculas de una sustancia (permanecen inalteradas). 6. Las transformaciones químicas producen cambios en el tipo de moléculas, pero no en la cantidad ni en la clase de átomos. a. En la electrólisis, se produce un reordenamiento de los átomos del agua ya que se rompen los enlaces entre átomos y se forman nuevos, sin cambiar el número total de átomos en su naturaleza. Partículas Átomo 1. Átomos: electrones, protones y neutrones. 2. Moléculas 3. Iones: cationes(+) y aniones(-) ● Está formado por partículas subatómicas(e-, p+, n0.), que están involucradas en el comportamiento químico de la materia. ● El átomo es eléctricamente neutro. ● Tiene un núcleo, una región central con protones y neutrones(son nucleones, partículas subatómicas en el núcleo) rodeada por electrones (constituyen la nube electrónica). El núcleo está cargado positivamente, la carga total del mismo es igual al número de protones. ● La masa del núcleo es igual a la suma de las masas de los protones y dos neutrones, ya que ambas partículas tienen masas similares respecto a la del electrón que es despreciable. ● La masa del átomo depende del átomo en cuestión. ● El radio del átomo es 1000.000 veces mayor que el núcleo, pero casi toda la masa se concentra en él, por lo que es sumamente denso. Electrón ● Carga eléctrica negativa → -1e ● No hay partícula con menor carga que la del electrón Protón ● Carga eléctrica positiva → +1e ● Compensa la carga negativa del electrón para que el átomo sea neutro. → la magnitud de su carga es igual que la del electrón pero de signo contrario. Neutrón ● Masa similar al protón pero sin carga eléctrica → carga 0 ● Radiación neutra y de alto poder de penetración ● Los neutrones y protones constituyen la mayor parte de la masa del átomo ya que la masa del electrón es tan pequeña en comparación y por lo tanto es despreciable. Número Atómico(Z): el número de protones que contiene el núcleo de un átomo de un elemento. → nos permite identificar a los elementos ya que es característico de cada uno → al ser el átomo eléctricamente neutro Z=n de p+=n de e-. Número Másico(A): es la suma del número de protones y neutrones que contienen el núcleo del átomo. → en la tabla el valor proviene de un promedio ponderado de los distintos átomos del mismo elemento que están presentes en la naturaleza, es decir, que se consideran a los isótopos de los distintos elementos y el A no es exacto. Un elemento es caracterizado por su número atómico. Un átomo se identifica por su número atómico y másico. → Nucleido: átomo caracterizado por determinado valores de Z y A, puede haber más de un nucleido para el mismo elemento, isótopos. Isótopos: átomos o variedades de un mismo elemento con distinto peso o número másico, distinta cantidad de neutrones en sus núcleos. Los elementos en la naturaleza se presentan como mezclas de dos o más isótopos, es decir, que por ejemplo vamos a encontrar Cl 37 y Cl 35, pero la relación es constante. Hay isótopos radioactivos o con núcleos inestables en los que se producen cambios a nivel nuclear y emiten partículas alfa, beta o gamma. ● tiene propiedades químicas idénticas, ya que el número de neutrones no afecta el comportamiento químico, pero presentan diferencias en sus propiedades físicas. Fórmula molecular Fórmula desarrollada Modelos Moleculares consiste en representar a cada molécula indicando el número de átomos de los elementos que la componen. La sustancia simple se representa con el símbolo del elemento que la forma. Hay monoatómicas, un sólo átomo, diatómicas, triatómicas, tetratómicas, etc. Las sustancias compuestas→ el agua está formada por moléculas triatómicas, que tienen dos átomos de H y uno de O. Al igual que la fórmula molecular, indica el número y clase de átomos que componen una molécula, pero además indica cómo están unidos los átomos de dicha molécula. Enlaces simples, dobles o triples. Describen la forma de las moléculas que componen una sustancia. Átomos→ esferas Moléculas→ lineales, angulares, triangulares, tetraédricas, etc. La forma de la molécula determina las propiedades de la sustancia. Fórmula empírica, unidad fórmula→ página 60/61 Iones: átomos que perdieron o ganaron electrones, son átomos cargados y ya no son eléctricamente neutros. Los que están cargados positivamente, son aquellos que perdieron electrones y son Cationes, los que están cargados negativamente por ganar electrones son Aniones. Masa atómica relativa Al ser el carbono un elemento esencial de la vida y estar presente en todos los compuestos de los seres vivos, se lo tomó como referencia o patrón, y así expresar la masa del resto de los átomos en función de la masa del carbono: La unidad de masa atómica es la doceava parte del nucleido 126C, es decir, 1u.m.a. (Masa del átomo 126C)/12= 1,66 · 10-24g La masa atómica relativa es aquella que encontramos en la tabla periódica e indica cuántas veces mayor es la masa de determinado átomo que la unidad de masa atómica (u.m.a.), se toma la masa de un determinado átomo como unidad de referencia, el carbono, y se expresa la masa de cada uno de los demás átomos con relación a esa unidad tomada como patrón. 1 u.m.a.=1,66 · 10-24g Masa atómica promedio Gran parte de los elementos químicos presentan isótopos en la naturaleza. Por este motivo la masa atómica de un elemento en la tabla periódica indica la masa promedio de todos los isótopos naturales que constituyen cada elemento. Abundancia isotópica. Masa atómica promedio= (% de abundancia en la naturaleza de A · masa atómica de A + B% · masa atómica de B…)/100 Masa atómica absoluta Es la masa real de un átomo. REGLA DE 3 Masa molecular relativa Podemos calcular la masa molecular relativa en una molécula sumando las masas atómicas relativas de todos los átomos que forman la molécula multiplicados por su atomicidad (es el subíndice que en la fórmula me dice la cantidad de átomos de ese elemento que tiene la molécula). Mr(H2O)= A H·2 + A O Mr(H2O)=18 u.m.a. Molécula: mínima relación entre 2 o más átomos que forman determinada sustancia. 2 o + átomos unidos entre sí por enlaces químicos. La masa molecular de una sustancia molecular es la masa promedio de sus moléculas expresada en u.m.a. masa molecular/atómica-----gramos esta es mi incógnita 1 u.m.a.--------------------------------------1,6605 x10-24g Cantidad de sustancia (n): una magnitud relacionada con el número de partículas que contiene una porción de materia. Dos muestras de igual masa de dos sustancias distintas pueden diferir en el número de partículas que contienen. → cuando se habla de cantidades iguales de sustancias se habla de igual número de partículas, no igual masa ni volumen. Concepto de Mol: es la unidad de cantidad de sustancia. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales(átomos, moléculas, iones) que el número de átomos que hay exactamente en 12 g del nucleido carbono-12. ● es una medida de cantidad→ hay 6,02 x 1023 unidades de X partícula. (constante de Avogadro). ● La masa de la tabla periódica está en u.m.a. y en g/mol. → la masa de un mol de sustancia, masa molar, es igual a la masa atómica expresada en gramos. ○ La masa molar de un elemento es la masa de un mol de átomos del elemento y se obtiene expresando en gramos su masa atómica en u.m.a. El Oxígeno→ A=16u y es 16g/mol. ○ en un mol de moléculas de agua, hay dos moles de átomos de H y un mol de átomos de O. ○ La masa molar de una sustancia es la masa de un mol de unidades elementales de una determinada sustancia=suma de las masas atómicas en gramos. ● Volumen molar: el volumen molar de cualquier gas es el mismo en condiciones normales de presión y temperatura(CNPT, 0oC y 1 atm). 1 mol de cualquier gas en CNPT ocupa siempre el mismo volumen de 22,4L. ○ el volumen molar es el volumen que ocupa un mol de unidades elementales de una sustancia = masa molar/densidad en determinadas condiciones de presión y ToC. Para terminar, saber hacer lo siguiente: ➔ calcular la cantidad de moles en cierta masa de sustancia ➔ calcular la masa de una sustancia ➔ calcular el número de partículas que hay en determinada masa de una sustancia ➔ calcular la masa en gramos de un átomo o de una molécula Al final del capítulo 2 hay ejercicios con respuestas Capítulo 3-Di Risio Estructura electrónica de los átomos Introducción del tema: Un átomo se relaciona con otro mediante los electrones que se encuentran en el último nivel, la capa más externa (CEE). Hechos de la historia importantes: ➢ Con el tiempo se vió que el átomo no era una partícula simple como imaginó Dalton. ➢ Marie Sklodowska Curie logró aislar el polonio y el radio, que al igual que el uranio emitían radiaciones. ➢ J.J. Thomson→ el modelo de budín de pasas→ electrones incrustados en la masa positiva. ➢ Rutherford→ modelo de sistema planetario→ átomos no eran compactos sino que en su mayor parte estaban vacíos, con una región central cargada positivamente, el núcleo. ➢ Bohr→ supuso que los electrones recorren trayectorias circulares(sólo en algunas), en las que no emiten ni absorben energía. Su energía en las órbitas es constante. → 2do postulado: un electrón sólo gana o pierde energía cuando salta de una órbita a otra, absorbiendo o emitiendo un fotón. En otras palabras, cuando el electrón absorbe energía, pasa a una órbita superior, cuando el estímulo inicial desaparece, el electrón pierde energía y cae a una órbita más cercana al núcleo, emitiendo energía. ○ → Su modelo nos permite entender el modelo actual, ya que se basó en el de Bohr. ○ Postuló la existencia de órbitas circulares ○ C/ órbita n=1,2,3…Número Cuántico Principal ○ A medida que crece el valor de n, aumenta el radio de órbita, la energía toma valores cada vez menos negativos(aproximándose a 0), y la separación entre cada nivel de energía es cada vez menor. ○ Sin embargo, sólo explicaba el espectro de emisión del átomo de hidrógeno, y no el del resto de los átomos polielectrónicos→ …Modelo Actual ➢ Nueva Teoría de la Mecánica Cuántica→ Schrödinger. ➢ Importancia de la naturaleza de la luz, que como toda radiación lumínica está ligada al movimiento de electrones en el interior del átomo. ➢ Luz→ radiaciones visibles. → conjunto de las radiaciones→ espectro electromagnético→ dispersión: proceso de descomposición de un haz de luz en sus colores constitutivos, ese conjunto de colores se denomina espectro. ➢ Teoría ondulatoria→ Hay fenómenos en los cuales una partícula en movimiento(ondulatorio) en un medio material, transmite su energía a las partículas que la rodean, confiriendoles movimiento. ○ Movimiento ondulatorio→ representado mediante una onda e implica la propagación de vibraciones. → Transporte de energía pero no materia. ○ La velocidad de propagación de una onda varía según el medio en que se propaga. Modelo actual del átomo ● Naturaleza ondulatoria de la materia: 1924-Louis de Broglie. Toda partícula material en movimiento posee simultáneamente propiedades ondulatorias. Las ondas de materia son esas ondas asociadas a cualquier partícula en movimiento. Esto se confirma cuando se observa que los electrones pueden comportarse como si fueran ondas. Cualquier intento de medición produce interacción con el objeto a medir, por lo que si quisiéramos determinar la posición de un electrón, nada sabríamos de su velocidad. (Principio de Incertidumbre) Es imposible conocer simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad de una micropartícula, como el electrón. Por esta razón, se descarta la idea de Bohr de que los electrones se mueven en trayectorias definidas, y se la reemplaza por el concepto de probabilidad de encontrar un electrón en una región alrededor del núcleo atómico. 1926-Schrodinger-teoría para explicar los fenómenos que se producen en el mundo atómico, la mecánica cuántica, y propone un modelo para describir el comportamiento de una micropartícula como el electrón que tiene en cuenta sus características ondulatorias. → la teoría mantiene de Bohr los postulados acerca de la energía y los niveles(explicado más arriba). → La ecuación de onda El modelo cuántico de Schrodinger, quien postuló que los electrones no están en órbitas, sino que están en una zona llamada orbital, con una determinada energía fija(niveles de energía, son zonas). Un orbital es la zona alrededor del núcleo donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón, los cuales tienen un movimiento ondulatorio. La mecánica cuántica dice que el electrón puede encontrarse en cualquier región del espacio que rodea al núcleo, aunque la probabilidad de encontrarlo es distinta en un lugar que en otro. orbital ≠ nube electrónica(se produce cuando hay e- de 2 átomos enlazados) Números cuánticos: cada e- de un átomo tiene 4 números cuánticos que los definen. → página 97 pdf→ cuadro con números cuánticos y orbital correspondiente. Cada combinación de los tres números cuánticos caracteriza un estado cuántico del electrón y describen un orbital atómico a través de la energía, forma y orientación en el espacio. ● principal→ n→ indica el nivel energético→ números naturales positivos +∞. ○ n→ está vinculado con la distancia promedio a la cual está el erespecto del núcleo. Mayor n, mayor tamaño tiene el orbital. ○ Todos los electrones de un átomo con el mismo valor de n pertenecen al mismo nivel. ○ Conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n se denomina nivel electrónico. ● azimutal→ l→ indica el subnivel→ valores de 0 hasta n-1. → estos valores dependen del valor de n ○ s=2e- ; p=6e- ; d=10 ; f=14e○ n=1 l=0→ subnivel s ○ n=2 l=0 l=1→ subnivel s, p ○ n=3 l=0 l=1 l=2→ subnivel s, p, d ○ n=4 l=0 l=1 l=2 l=3→ subnivel s, p, d, f. ○ para l=4→ g y para l=5→ h ○ l está relacionado con el movimiento del e- alrededor del núcleo ○ La forma del orbital está caracterizada por l→ El orbital s tiene forma esférica, hay tres tipos de orbitales tipo p con forma de dos lóbulos esferoidales separados entre sí. Hay 5 orbitales tipo d con formas diferentes y difícil de representar. ○ los e- que se hallan en orbitales de un mismo subnivel tienen la misma energía. ● magnético→ ml→ puede tomar valores desde -1 hasta +1 incluyendo al 0. → estos valores dependen del valor de l. ○ determina la cantidad de orbitales de cada clase(la cantidad que hay en un subnivel) ○ determina la orientación de los orbitales en un subnivel ● spin→ ms→ para describir el estado de átomos polielectrónicos. → valores ½ y -½ . ○ spin: movimiento de rotación alrededor del propio eje del e-, este movimiento es independiente de su movimiento de traslación. Átomos polielectrónicos Átomos como el H→ monoelectrónicos. Aquellos átomos con 2 o más e- se llaman polielectrónicos. ● En estos átomos, cada e- se mueve en un campo generado por el núcleo y por el resto de e-. Se consideran las fuerzas de atracción electrón-núcleo y las fuerzas de repulsión electrón-electrón. ● El estado de un e- en ese campo está descrito por su función de onda u orbital atómico. → el estado cuántico de c/ e- está determinado por la combinación de los 4 números cuánticos. ● La energía de c/ e- → energía orbital ● Energía total del átomo= suma de las energías orbitales - las energías de repulsión entre ellos. ● Para un mismo valor de n, la energía electrónica aumenta conforme lo hace l. → la energía depende tanto del nivel como del subnivel. Configuración Electrónica ● es una lista que indica el estado de cada uno de los e-. ● Indica la distribución de los e-. ● El estado fundamental del átomo es el de menor energía posible y los e- se ubican en el menor nivel de energía posible. Cualquier otro estado tendría mayor energía y estaría excitado. ● Energía mínima: En el estado fundamental del átomo, los estados electrónicos corresponden a los orbitales que hacen mínima a la energía total. Según esta regla, la CE resultante de cada átomo es la que le da la menor energía y por lo tanto mayor estabilidad. ● El “core” del átomo es el conjunto del núcleo y los electrones de los niveles internos. → Los electrones del core de un átomo de un elemento son los mismos que los del gas noble que le precede(el gas noble anterior) en la tabla periódica. ● CEE: En la configuración electrónica de los electrones que pertenecen a los niveles más externos fuera del core. → Los átomos se unen a través de sus e- en el último nivel. Tabla de Pauling o regla de las diagonales ● sirve para ver cómo los e- de un átomo van ocupando los orbitales de un átomo polielectrónico, los niveles y en qué orden. ● No establece el orden de energía orbital creciente. ● el nivel 4 se superpone con el 3 ● antes de llenar el nivel 3, el e- se va a acomodar en 4s ● 4s tiene menos energía que 3d ● Excepciones: Cromo(Z=24), Cobre (Z=29), Plata(Z=47), Oro(Z=79). Principio de exclusión de Pauli: En un átomo, no pueden existir dos electrones con los mismos valores de sus cuatro números cuánticos. Wolfang Pauli establece un principio que limita el número de electrones que pueden ser descritos por un mismo orbital. 1 e- en un determinado orbital tiene los 3 primeros números cuánticos iguales. Entonces, 2 e- en ese orbital difieren en su número cuántico spin. ↑↓ o 1 een el orbital ↑. Notación: nlx→ n, l, x=número de e- que contiene el orbital→ Ej: 1s1. Regla de Hund: Esta regla indica cómo se van ubicando los e- en los distintos orbitales de la misma energía(completando los casilleros). Cuando hay orbitales con la misma energía. los electrones los ocupan inicialmente de forma desapareada. Capítulo 4-Di Risio Clasificación periódica de los elementos La tabla actual de Moseley, quien tomó un nuevo criterio para ordenar y ubicar los elementos en la tabla periódica, los cuales están en un orden creciente de sus números atómicos(Z), cada elemento con un p+ que el anterior. → la Ley periódica puede enunciarse entonces: “Los elementos ordenados según sus números atómicos crecientes presentan periodicidad en sus propiedades” Período: cada fila de elementos de la tabla Grupo: cada columna de elementos de la tabla Clasificación periódica de los elementos en períodos y grupos. Las propiedades fisicoquímicas de elementos de un mismo período son distintas, pero las de un mismo grupo son similares. 1 CE y la Tabla ● conociendo la CE de los átomos de un elemento de la tabla, podemos establecer la CE del siguiente por adición de un e-, denominado ediferencial, que establece la diferencia entre 2 elementos consecutivos de la tabla. ● Los e- de la CEE son los que se relacionan con las propiedades químicas de los elementos y son los que intervienen en los enlaces entre átomos. Relación entre su ubicación y su CE y CEE. Período→ el n del nivel más externo de la CE(mayor valor de n), el nivel de energía en el que entró el último e-. La tabla se divide en 4 bloques según el orbital o subnivel(l) que caracteriza al ediferencial=Según en qué subnivel (l) entró el último e-, va en un determinado bloque. Elementos: ● Representativos→ G1 y 2→ bloque s // G13 al 18→ bloque p ● Transición→ G3 al 12→ bloque d ● Transición interna→ no tiene grupo→ f→ familia o serie de lantánidos y actínidos Y los elementos con igual número de e- en su CEE están en el mismo grupo. Para todos los elementos cuya CEE termina en ● s1→ G1 ● s2→ G2 ● p→ último e- en s + último e- en p + 10= G(que va del G13 al G18) ● d→ último e- en s + e- en d=G ● f→ sin grupo Excepciones: Hidrógeno 1s1, es parte del G1 y del 17, no es considerado metal alcalino. 1 Los alcalinos, alcalinotérreos, halógenos, gases nobles, calcógenos→ Página 128 pdf Di Risio RESUMIENDO Los elementos con igual número de e- en su CEE→ determinado grupo→ determinado bloque y entra en una clasificación(elemento representativo, de transición o de transición interna.) Más datos de la tabla: Hay 18 grupos de elementos, 1 y 2 y 13 al 18 son largos por tener más elementos que los otros 10 grupos cortos. Hay 7 periodos. EL sexto luego del elemento La, los 14 elementos(58 al 71) conforman una familia por tener propiedades semejantes al lantano, los lantánidos. Lo mismo ocurre en el séptimo período que siguen el actinio (90 al 103), los actínidos. Propiedades periódicas → propiedades acorde a la posición en la tabla, tmb relacionadas con la CEE A)Radio Atómico ● Se define como la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales adyacentes. d/2 ● (?)La distancia entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Quizá es correcto, pero está realmente definido por (bullet point 1) ● El radio de un átomo depende de la fuerza con que su núcleo atrae los emás externos. ○ Mientras más grande es el radio, más alejados están los e- externos del núcleo. ○ Si un átomo pierde un electrón se vuelve un catión, es más positivo que negativo y su núcleo tiene mayor poder de atracción, pero de radio menor. Si gana un e-, aumenta su radio. ● En cada período, el radio aumenta de derecha a izquierda. ○ =el radio disminuye cuando aumenta el grupo. ○ La carga nuclear atrae más la nube electrónica→ más carga nuclear, más atracción de la nube electrónica, menor es el radio. Ej: El núcleo de F es más potente que el de Li, ya que tiene 9 p+ vs Li que tiene 3 p+ y así el núcleo de F atrae más a los electrones, y su radio es menor. ● En cada grupo, el radio aumenta de arriba hacia abajo. ○ =Dentro de un grupo, aumenta el período, aumenta el radio. ● Mayor radio el que esté en el período más grande y grupo más pequeño, el Cesio. Y el de menor radio es el Helio. B)Energía de Ionización Es la mínima energía necesaria para extraer un e- de un átomo neutro en su estado fundamental. ● Siempre hay que suministrar energía para separar un e- de un átomo ya que se debe vencer la fuerza de atracción que ejerce el núcleo sobre él. ● ¿Cuál es la energía necesaria para sacarle un electrón a un átomo en estado gaseoso(para poder comparar a todos en el mismo nivel), neutro y fundamental? Queda un Ion monopositivo X+ . ● sólido → +energía → líquido → +energía → gaseoso → +energía → cede un e-( energía de primera Ionización.) ○ Energía de primera ionización: la necesaria para remover el primer eo el menos atraído por el núcleo. ○ Energía de segunda ionización: la necesaria para remover un segundo e-. ● Metales conducen la electricidad ya que tienen una baja energía de ionización, ceden e- con facilidad, y la electricidad son e- en movimiento. ○ Los e- que necesiten menor energía para ser removidos, serán aquellos que no estén tan atraídos por el núcleo. ● En cada período, la energía de ionización aumenta de Izq a Der. Alcanza el máximo valor en c/ gas noble. ○ Mientras más metálico(más alejado de los no metales), menor es su energía de ionización. ● En cada grupo la energía de ionización aumenta de abajo hacia arriba ● Menor radio→ e- más cerca del núcleo→ + difícil que cedan e- → y necesitan una mayor energía de ionización. ● Entonces: Las variaciones que experimenta la energía de ionización en un período y en un grupo van en sentido inverso a la de los radios atómicos → aumenta el radio atómico, disminuye la energía de ionización. C)Electronegatividad Es la capacidad o fuerza de un átomo para atraer los e- más externos de otros átomos. ● Se manifiesta cuando un átomo participa de un enlace con otro átomo. ● Tiene valores, no unidades→ Escala de electronegatividades de Pauling ● Gases inertes, por ser inertes, no tiene electronegatividad. ● La más baja la tiene el que tiene la menor energía de ionización, el Francio. ● La más alta, el Flúor. ● En cada periodo, la electronegatividad crece de Izq a Der. ○ Esto se debe a que en un período la tendencia de los átomos a captar electrones para adquirir la configuración del gas noble más próximo aumenta de izquierda a derecha y también su electronegatividad. ● En cada grupo, la electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba. ○ El radio atómico disminuye de abajo hacia arriba, por lo que la fuerza de atracción del núcleo crece en esa misma dirección, y así tmb la electronegatividad. ● Mientras mayor sea la electronegatividad de un átomo, mayor va a ser su energía de ionización, y su radio es menor. Esto se debe a que si tiene mucha capacidad para atraer electrones, se va a necesitar mucha energía para sacárselos, esa gran atracción tmb se expresa en su radio, que es pequeño. Clasificación según el carácter metálico Metales ● Baja energía de ionización→ forman cationes ● Baja electronegatividad→ no atraen e- → no suelen tener uniones covalentes ● ● ● ● ● ● Forman compuestos con los no metales Con otros metales forma aleaciones→ mezcla Sus características las tienen por su ubicación en la tabla Buenos conductores del calor y la electricidad tienen brillo, son maleables y dúctiles. Son sólidos a presión normal y temperatura ambiente(1 atm y 25C), excepto por mercurio y francio que son líquidos. No metales ● Alta energía de ionización→ se necesita mucha energía para sacarle e● Alta electronegatividad→ ganan e- → forman aniones ● Forman compuestos con metales y otros con no metales ● Malos conductores del calor y electricidad. ● Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos a presión normal y temperatura ambiente. Metaloides ● Semiconductores ● Dependiendo de las condiciones, se comportan como metales o como no metales. ● Tienen propiedades intermedias entre las de un metal y un no metal. ● Se ubican próximas a la línea de la tabla que divide a los metales de los no metales Leyes Ponderales Son aquellas que rigen el comportamiento de la materia en los cambios químicos en función de la masa de las sustancias involucradas Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier Lavoisier comprobó que en cualquier reacción o transformación química, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos. Masa de A + Masa de B = Masa de C Ley de las proporciones definidas Proust afirma que cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa fijas y definidas. La relación entre las masas es constante entre los elementos que forman un compuesto siempre que este sea el mismo. ● Si tengo varias muestras de la misma sustancia o compuesto, saco la relación entre sus masas. Si esa relación es constante, es la misma, se trata de la misma sustancia. ● Muestra 1: 1,8 g de H2O → 0,2 g de H y 1,6 de O ● Muestra 2: 36 g de H2O → 4 g de H y 32 g de O ● Muestra 3: 18 g de H2O → 2 g H y 16 g de O ○ mO3/mH3=cte=mO2/mH2=mO1/mH1 ○ masa del elemento con más masa / masa del elemento con menos masa En toda reacción química, los reactivos y los productos se combinan manteniendo sus moles o masas en una proporción constante y definida. → De ambos lados(reactivos y productos) se conserva la masa, por lo tanto se conserva la cantidad de átomos y de moles. Ley de las proporciones múltiples Dalton afirma que las cantidades de masa de un mismo elemento que se combina con una cantidad fija de otro para formar compuestos distintos, están en una relación de números enteros sencillos. ● Si analizamos dos muestras y la constante de Proust es diferente, tratamos con compuestos distintos formados por mismos elementos. ○ Muestra 1 → 16g de O y 2g de H. 16/2=8 ○ Muestra 2 → 32g de O y 2g de H. 36/2=16 ○ Muestra 1 y 2 son compuestos distintos. Sin embargo, el mismo elemento en ambos compuestos se combina con el otro elemento en una relación de números enteros. → con ratio 1:2; 3:1; etc. ● 1 g H en el compuesto 1 se relaciona con 8 g de O y en el compuesto 2 con 16 g de O, la relación es = 16g/ 8g = 2 → se ve que la masa de un mismo elemento(H) se combina con una cantidad fija de otro elemento (O) para formar compuestos distintos. Estequiometría El estudio de las cantidades de sustancia consumidas o producidas en una reacción química En una ecuación bien balanceada, la masa se conserva ya que se debe lograr que la masa de los reactivos sea igual a la masa de los productos. Balancear implica equilibrar: ● Método de Tanteo→ asegurarse de que en cada lado de la ecuación haya la misma cantidad de átomos de cada elemento. ○ Empezar contando el número de átomos de cada elemento en cada miembro. ⇨Nota: Primero balancear Metales y no metales, luego los oxígenos y por último los hidrógenos. ○ Para igualar el número de átomos de cada elemento en ambos miembros es conveniente hacerlo de un elemento por vez, empezando por el que aparece en una única sustancia en cada miembro de la ecuación. ● Método Algebraico Coeficiente estequiométrico: Indica tanto el número de moles como de partículas de una sustancia. 1. Como la estequiometría considera las 3 leyes ponderales, hay que comprobar si se cumple la ley de conservación de la masa(mediante las masas molares). Tenemos 1 mol de Zn y 2 moles de HCl = 1 mol ZnCl2 y 1 mol de H2. 65 g + 2 · 35,5 g = 65 g + 2 · 35,5 g + 2 · 1 g 138 g = 138 g Podemos ver, por ejemplo, que un mol de Zn reacciona con 2 moles de HCl para obtener 1 mol de ZnCl2 y 1 mol de H2. 2. Una vez balanceada la ecuación, podemos hacer cálculos estequimétricos: a. Si tengo 30 g de Zn, ¿Cuántos moles de HCl necesito para la reacción? b. Con los 30 g de Zn, ¿Cuánta masa de ZnCl2 obtengo? c. ¿Cuántos litros en CNPT hay de hidrógeno? Reacciones químicas: ● Sustancias iniciales, reactivos, se transforman dando origen a otras sustancias, productos. ● Las propiedades de los productos son distintas a las de los reactivos. ● Durante la reacción, se libera o se absorbe energía ● Consisten en un reordenamiento de átomos como consecuencia de la ruptura y formación de nuevos enlaces químicos. ● Se representan mediante ecuaciones químicas ● Las ecuaciones químicas deben cumplir la ley de conservación de la masa. Masa de reactivos = masa de productos. Ejercicios de balanceo y teoría sobre métodos para balancear: guao.org/sites/default/files/biblioteca/Balanceo%20de%20ecuaciones%20químicas_ 0.pdf Capítulo 8-Di Risio El comportamiento de los gases El Estado Gaseoso ● Están compuestos por partículas(átomos o moléculas) separadas por espacios vacíos y también se encuentran en constante movimiento. ● Propiedades: ○ Compresibilidad→ la compresión implica una disminución de la distancia intermolecular→ en una garrafa hay gas comprimido o licuado, en estado líquido. El gas comprimido genera presión en el recipiente que lo contiene, el cual debe ser capaz de soportar esa presión. ○ Expansibilidad: ocupan todo el espacio disponible(no hay grandes fuerzas de atracción entre sus moléculas), no tienen volumen definido, sino que la mayor parte es un espacio vacío y está determinado por el recipiente que los contiene. ● Leyes que rigen su comportamiento. Esas leyes consideran 4 variables: Volumen, Temperatura, masa y presión. ● Esas leyes son para los gases ideales, sustancias gaseosas hipotéticas(Teoría cinética de los gases ideales): ○ Un Gas ideal es una sustancia gaseosa cuyo comportamiento obedece estrictamente la ecuación general del gas ideal bajo cualquier condición de presión y temperatura. ○ En un gas ideal tanto el volumen ocupado por sus moléculas como las fuerzas de atracción entre ellas son despreciables y no tienen efecto sobre el comportamiento del gas. ○ un gas está constituido por un gran número de moléculas que se mueven al azar chocando entre sí y con las paredes del recipiente que los contiene. ○ Las moléculas están en constante movimiento. ○ Sus moléculas pueden moverse libremente en forma independiente ya que no se ejercen fuerzas de atracción ni de repulsión entre ellas. ○ El volumen que ocupan las partículas(es muy pequeño) del gas es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que los contiene→ Volumen del gas=Volumen del recipiente. ○ Las partículas de un gas chocan entre sí y con las paredes del recipiente que los contiene. Estos choques son elásticos, es decir, que cuando las partículas chocan, estas cambian de dirección pero no ganan ni pierden EK en ellos, la EK total se conserva. ○ La EK media de las moléculas es directamente proporcional a su temperatura. → EK= k · T. ● Presión: F/A → la presión es una fuerza hecha en una unidad de superficie. ○ La presión del gas se produce por los choques de las partículas con las paredes del recipiente. Las partículas ejercen una fuerza sobre la superficie de las paredes internas. La frecuencia de estos choques depende de la densidad del gas, el número de moléculas por unidad de volumen. -densidad, -choques, -presión. ○ Atmosférica→ es la presión de la columna de aire de la atmósfera. 1atm=nivel del mar. ○ 1 atm=760 mmhg=760 Torr ○ 1 atm=101,325 Pa ○ 1 Pa=1 N/m2 ○ 1 hectopascal=1013 Pascales Ley de Boyle-Mariotte p1 · V1=cte=p2 · V2 El volumen de un gas a temperatura(y n) constante es inversamente proporcional a la presión. → p1 · V1=cte=p2 · V2 ● La relación entre las magnitudes de volumen y presión es inversamente proporcional. Una sube y otra baja en la misma proporción. ● ↓p ↑V del gas ● Si Duplico la p, ↓ V del gas a la mitad ● masa constante Ley de Charles y Gay Lussac 1. El volumen de un gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta(en K). → V1 / T1 = V2 / T2 a. ↑T ↑V del gas (p cte) 2. La presión de un gas a volumen constante(masa y número de moles cte) es directamente proporcional a la temperatura absoluta. → p1 / T1 = cte = p2 / T2 a. Se cumple si la T está en Kelvin → X ° C + 273 K= T°K b. ↑T ↑p → ↑T ↑EK de las partículas y chocan “más veces” contra las paredes del recipiente ↑p c. Si a un V de un gas le aumento la T y quiero mantener el V cte, debo aumentar la presión. 1 1 Si el gas se halla en un recipiente rígido y la masa no varía, la densidad no cambia aunque se modifique la temperatura. Esta ecuación es igual a una constante en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), 1 atm y 0OC, en la cual 1 mol de un gas ideal ocupa 22,4 L. → Su masa y número de moles es constante en CNPT Esta ecuación también puede usarse si un gas ideal pasa de un estado 1 a un estado 2, sin que cambie la cantidad de gas ya que el producto n · R es constante. Ecuación general de los gases No hay ninguna variable constante. Pueden variar las variables de presión, volumen, número de moles y temperatura. En las leyes anteriores, el número de moles es cte, acá no. Para poder aplicar la ecuación necesito saber el número de moles(n). n= masa(g) / masa molar(g/mol). R→ constante universal de los gases ideales=0,082 L·atm/K·mol. Ley de Dalton de las presiones parciales Cada componente de una mezcla de gases ejerce una presión igual a la que ejercería si estuviese él solo en el recipiente. La presión que ejerce un gas en la mezcla es igual a la que ejerce si ocupa el mismo volumen a la misma temperatura estando solo. En otras palabras, en una mezcla de gases, las moléculas de cada gas chocan independientemente contra las paredes del recipiente ejerciendo su propia presión parcial. La densidad de una mezcla de gases es igual a la masa de la mezcla/volumen de la mezcla. La presión atmosférica es menor con la altitud, si estamos muy alto, la presión es menor y no podemos intercambiar O2 ya que este entra en nosotros porque afuera hay más concentración que dentro nuestro. Va de un lugar de +p a -p, por eso nos interesan las presiones parciales. Ley de Avogadro, para saber, dice que Volúmenes iguales de gases distintos medidos en iguales condiciones de presión y temperatura contienen igual número de moléculas. Si el volumen de un mol de gas es V, el de dos moles es 2V y así sucesivamente. Capítulo 5-Di Risio Enlaces químicos 1 Uniones Químicas ● La fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos, moléculas e iones, la cual siempre es de naturaleza eléctrica. ● La formación de un enlace químico implica un reordenamiento de los e- de valencia de los átomos que los forman. ● Cuando dos átomos se unen, lo hacen para alcanzar un estado más estable de menor energía. ● Se manifiestan fuerzas de atracción de naturaleza electrostática. ● Hay dos maneras por las cuales un átomo puede adquirir la CE de un gas noble: cuando se comparten e- entre 2 átomos, o cuando un átomo cede e- a otro. Los gases inertes → 8 e- en su última capa → estables Los no metales intentan “llenar su última capa” con 8 eLo polar se mezcla con lo no polar. Lo polar con lo polar. Regla del Octeto: Los átomos de los elementos tienden a unirse entre sí compartiendo transfiriendo electrones de manera que su nivel más externo se completa con ocho electrones. Iónicas ● Unión que se produce entre Iones con carga opuesta, en la que hay transferencia de e-. Esos Iones de carga opuesta son los cationes y aniones que se mantienen unidos entre sí por fuerzas electrostáticas. ● Un átomo cede e- → Catión → baja energía de ionización. ● Un átomo toma e- → Anión → elemento más electronegativo. ● Los Iones se unen por fuerzas electrostáticas, por la interacción entre partículas cargadas. ● 1,7<ΔE<3,3 ● Usualmente es la unión entre un metal con un no metal, pero no siempre. La mayoría de las uniones iónicas se producen entre elementos del grupo 1 y 2 con los grupos 16 y 17. ● Conducen la electricidad→ iones en movimiento ● En H2O conducen la electricidad, y tienen altos puntos de fusión porque hay mucha atracción entre cargas. 1 Los NO METALES no se unen consigo mismo cuando tenemos, por ejemplo, N2O5. El N no va a compartir electrones con el otro N. Ni los oxígenos entre ellos. Covalentes ● Unión entre 2 átomos cuando comparten uno o más pares de e- de valencia. ● 2 Átomos con electronegatividad similar comparten e-. → similar o igual capacidad para atraer el par de e. del otro átomo. → “tiran por igual” ● Usualmente entre átomos de elementos de alta y similar electronegatividad, como los no metales. ● En H2O no conducen la electricidad ● ΔE= 0→1,7 ○ Covalente no polar ΔE= 0→0,4 ○ Covalente polar 0,4<ΔE<1,7 → los e- se comparten pero el más electronegativo tiene el par más cerca de el. ● Simple→ unión a través de 1 par de e-. ○ No polar: Cl2 ○ Polar ● Doble→ unión a través de 2 pares de e-. ○ No polar: O2 ○ Polar: CO2 ● Triple→ unión a través de 3 pares de e-. ○ No polar: N2 ○ Polar: HCN ● Dativa→ los e- los pone 1 sólo elemento → Ej: SO2 ; SO3 Metálicas ● Entre metales = o ≠ ● Uniones muy fuertes→ altas temperaturas para separarlos. ● Los metales involucrados tienen baja energía de ionización y electronegatividad y es fácil sacarle los e- del último nivel(tendencia a formar cationes). Así, los e- forman la nube electrónica que envuelve los cationes que quedan en el medio. Es por esto que la unión es muy fuerte. ● A su vez, esos e- no están asociados a ningún átomo en especial, sino que al formar la nube electrónica pertenecen por igual a todos los átomos del metal. ● Los e- girando en la nube son los que le dan brillo al metal + sus superficies no absorben la luz, la reflejan. ● Dúctiles(estirados en hilos) y maleables(transformados en láminas) ● Los metales conducen la electricidad ya que si pongo 2 polos, los e- se mueven en una dirección(libertad de movimiento). de ⊖ → a ⊕ ● El calor se conduce porque los e- del último nivel están libres, tienen libertad de movimiento. Red formada por Iones positivos o Cationes y por una nube electrónica. Esos electrones tienen cierta libertad de movimiento para moverse a lo largo de la red. Los e- de valencia son aquellos que intervienen en la formación de enlaces químicos. → para los elementos representativos, los e- de valencia son los de la CEE. Fórmula de Lewis: Muestra los e- de valencia, los del último nivel, y también cómo están unidos los átomos. Fórmula desarrollada: por cada unión, 1 palo o raya. MÁS INFO ABAJO Estado de oxidación Número de oxidación: número positivo o negativo que se asigna a cada uno de los átomos de los elementos que forman un compuesto. Representa la carga que tomaría un átomo si en cada una de las uniones se le asignan los electrones de unión al átomo más electronegativo. En otras palabras, es la carga eléctrica hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces con elementos distintos fueran 100% iónicos. Fe +2 +4 → 2 combinaciones posibles, con 2 o con 4 e- en su último nivel. Reglas 1. El número de oxidación de un elemento en una sustancia elemental es cero 2. El átomo de flúor tiene un número de oxidación -1 en todos sus compuestos 3. El átomo de oxígeno tiene un número de oxidación -2, excepto cuando se une al flúor y en los peróxidos 4. El átomo de hidrógeno tiene un número de oxidación +1 en la mayoría de sus compuestos excepto cuando se une a iones metálicos para formar hidruros, allí su número de oxidación es -1 5. Los átomos del grupo 1 presentan el número de oxidación +1 y los átomos del grupo 2 tienen un número de oxidación +2 6. Los átomos de los elementos Cl, Br y I, tienen un número de oxidación -1 en los compuestos binarios. a. En los compuestos ternarios pueden presentar números de oxidación +1; +3; +5; +7 7. Los números de oxidación de los restantes átomos que forman un compuesto se obtienen sabiendo que: a. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula neutra es 0. Si quiero calcular el número de oxidación del átomo H2SO3, y es una molécula neutra b. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una especie iónica es igual a la carga del ion. Para la especie iónica NO3–, la suma en cuestión debe ser igual a -1, que es la carga del Ion. Compuesto Valencia Nomenclatura Óxido básico menor(del metal) óxido …oso mayor óxido …ico Si tiene 3 valencias, la de menor valor “no cuenta” y tomo como si tuviese 2 (menor)óxido …oso (mayor)óxido …ico Si tiene 4 valencias 1: hipo…oso 3: …oso 5: …ico 7: per…ico Hidróxido Respeta las reglas del óxido básico cambia la palabra óxido por hidróxido Oxoácido Respeta las reglas del óxido ácido o anhídrido cambia la palabra óxido o anhídrido por ácido. Óxido ácido Hidrácido siempre se trabaja con la menor valencia (del no metal) en disolución→ ácido clorhídrico en estado puro→ cloruro de hidrógeno Sal Neutra depende del oxoácido ácido…oso→ sal …ito ácido…ico→ sal …ato Sal de Hidrácido depende del Hidrácido …hídrico→…uro Soluciones ● Son sistemas homogéneos(+ de 1 sustancia pura) que pueden estar en cualquier estado de agregación, pero nos vamos a ADQUIERE LAS PROP DE referir a las soluciones líquidas. ● Sus propiedades son distintas a las propiedades de sus componentes, pero = propiedades intensivas. SUS COMPONENTES ● Soluto(Sto): es el componente disuelto, no siempre es el que está en menor proporción. → puede estar en cualquiera de los 3 estados de agregación. ● Solvente(Sv): Su estado de agregación determina el estado de agregación de la solución(Sc). Si no es agua, se aclara, como por ejemplo, solución alcohólica. ● Sto y Sv→ enlaces intermoleculares ● Enlaces químicos forman moléculas. ● Tener presente: ○ la densidad= m/V ○ no de moles= m/Mm. → Masa molar 1 mol tiene tantos g. ○ Si paso de una ScCC a una ScDIL→ agrego solvente ○ Si paso de una ScDIL a una ScCC → quito solvente ○ Ej 6 guía 7(razonamiento): Partiendo de una Sc más concentrada de 12M, quiero preparar una de 3M de Volumen 30cm3 de Sto “P”. 3M implica 3 moles de Sto en 1000 ml de Sc, pero yo no tengo 1000ml, quiero tener 30 ml(o cm3). En 30 ml voy a tener 0,09 moles de Sto, se mantiene la proporción, se respeta la concentración deseada. Ahora me pregunto, ¿en qué volumen de la Sc concentrada encuentro la cantidad de soluto que quiero(0,09 moles)? ■ → El no de moles de Sto en la Sccc es igual al no de moles de Sto en la Scdil en el mismo volumen → en 7,5 ml de la Concentrada y la diluida tengo 0,09 moles. Concepto de concentración: relación entre Sto y Sv en una solución. Es la proporción de Sto en Sv o en Sc(depende), dada por la concentración. Clasificación según la concentración del soluto: 1. Sc diluida→ poco soluto 2. Sc concentrada 3. Sc saturada→ se solubiliza la máxima cantidad de soluto. En otras palabras, es el momento previo a que me quede soluto en el fondo del recipiente(4). 4. Sistema heterogéneo→ parte del soluto decantó en el fondo. Formas de medir las concentraciones ❏ ❏ ❏ ❏ ❏ ❏ %m/m → x g de Sto en 100 g de Sc %m/v → x g de Sto en 100 ml de Sc %v/v → x ml de Sto en 100 ml de Sc p.p.m(partes por millón, para contaminantes) → x mg de Sto en 1000 ml(1L) de Sc Molar(molaridad) → x moles de Sto en 1000 ml de Sc Molal(molalidad) → x moles de Sto en 1000 g de Sv Fórmula para dilución y concentración Vcc · CCcc = Vdiluida · CCdiluida Dilución→ de concentrada a diluida agregando H2O Concentración→ de diluida a concentrada quitando H2O Masa de Sc = msto + msv Fracción Molar o XSto = n de moles de Sto / (no de moles de Sto + no de moles de Sv) XSv = no de moles de Sv / (no de moles de Sto + no de moles de Sv) Unidad 9: Equilibrio Químico ● Parámetros que determinan la acidez o basicidad de una sustancia. ● A partir de un equilibrio, se determina si una sustancia es ácida o básica. Reacciones de Equilibrio A + 2B ⇋ C A + 2B → C ● La Reacción acaba, no hay más reactivos, sólo quedan los productos formados. Por eso la flecha en una dirección, todos los reactivos de un lado se transformaron en productos. ● [A] y [B] se acaban al mismo tiempo o momento(t(0)) porque están en relaciones justas, relaciones estequiométricas. ● En t(0) A y B se acaban, no se forma más C, por lo que la [C] permanece igual en el tiempo ● La [A] y [B] disminuye hasta determinado momento(t(0)) donde no disminuye más, la CC queda estable en el tiempo. La [C] aumenta hasta el momento(t(0)) donde la [A] y [B] no disminuye más. ● t(0) → Equilibrio, momento en el cual la cantidad de A y B que pasan a C es igual a la cantidad de C que pasa a A y B. También, la velocidad de pasaje para un lado(hacia productos) y para el otro(hacia reactivos)(⇋) son iguales. Los pasajes se hacen iguales. ● El equilibrio es un equilibrio dinámico, ya que las CC no se quedan quietas y en la reacción al principio, la velocidad va de mayor a menor(A y B) y la velocidad de C va de menor a mayor. El pasaje es dinámico. KC = constante de equilibrio Las CC del equilibrio tienen algo en común, se relacionan a través la KC, la cual depende de las CC. A su vez, depende de la temperatura: si la temperatura no cambia, se pueden cambiar las relaciones entre las CC, pero la KC no cambia. Valor de KC me dice qué abunda más: ● KC > 1 → equilibrio desplazado hacia productos→ se llega al equilibrio cuando haya más (cantidad) productos que reactivos → numerador mayor que denominador. ● KC < 1 → equilibrio desplazado hacia reactivos→ cuando se llega al equilibrio va a haber más (cantidad) reactivos que productos. Equilibrio homogéneo: Reactivos y Productos están en la misma fase. Ej: todos gaseosos Equilibrio heterogéneo: Reactivos y Productos en distintas fases. Un sólido en un recipiente con un gas tiene su propio volumen. (ac) ; (aq) → acuosa, en solución (l) → líquido (s) → sólido (g) → gaseoso ⇨ no entran en la KC → en todas las ecuaciones de equilibrio, los sólidos y los líquidos puros(agua líquida1, alcohol líquido) valen 1. Si tengo gases, y necesito su CC molar(x moles de sto en 1000 ml de Sc), pero no están en solución, se toman x moles de gas por litro de recipiente(porque los gases toman todo el volumen del recipiente que los contiene). Ejemplo: si tengo 2 moles de gas en 1 recipiente de 1 L, tengo 1 mol por litro de recipiente, la CC es 1 molar. KC y QC → comparo los valores KC → valor fijo a determinada temperatura QC = cociente de concentraciones → me va a indicar si la ecuación está o no en equilibrio, y si no está en equilibrio me va a indicar hacia a dónde va a desplazar para recuperar el equilibrio. Misma fórmula que la KC. Si no está en equilibrio, van a predominar las velocidades de pasaje hacia un lado u otro(depende) hasta que la QC se iguale a KC, por lo que las CC van a ser distintas que las iniciales. QC = KC → en equilibrio, las cantidades van y vienen(⇋), sin cambiar la CC QC < KC → la reacción tiende o va a desplazar hacia productos (hasta que llegue al equilibrio). La velocidad de pasaje hacia productos es mayor a la velocidad del pasaje hacia reactivos por un rato hasta llegar al equilibrio y las velocidades se igualan. (aumentar productos) QC > KC → tiende o se desplaza hacia reactivos. Hay que bajar productos, y la velocidad hacia reactivos es mayor que la velocidad hacia productos por un rato hasta llegar al equilibrio. 1 agua gaseosa sí toma el volumen del recipiente Principio de Le Chatelier: Si en una reacción se produce un desequilibrio por variar las CC, por variar volumen o presión(para gases), por cambiar la temperatura(cambia la KC), la ecuación tiende al equilibrio. Las reacciones siempre tienden a volver al estado de equilibrio. “Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio”. Perturbación: un cambio de CC, presión, volumen o temperatura que altera el estado de equilibrio de un sistema. Cambia la temperatura → Cambia la KC Cambio en CC → desequilibrio(las CC no están en equilibrio) → QC < o > KC. ÁCIDOS BASES ● Sustancia capaz de donar protones H+. ● Sustancias que liberan oxhidrilos OH–. ● Liberan protones en solución ● Sustancias que aceptan H+. ● Solución(acuosa) Ácida: predomina en la ● Solución Básica: predomina el anión oxhidrilo solución el catión Hidronio H3O. OH–. ○ lo que se mide como acidez es el ● Bases fuertes: cuando todo el reactivo se catión Hidronio. convierte en producto → . Un mol de Reactivo, ● Ácidos fuertes: no tiene una KC. Todo se me da un mol de OH–. disocia, se disocia totalmente, todo el reactivo NaOH → (H2O) → NH4+ + OH– se transforma en producto, el ácido dona ● Bases débiles: porque es un equilibrio con una todos sus protones. constante de equilibrio Kb. ● Ácidos débiles: Es una ecuación de equilibrio, por lo que hay una K. El Agua es anfótera: El agua puede ser ácido o base según lo que le pongas enfrente. Si le ponés un ácido más fuerte que ella, actúa como base. Si le ponés una base más fuerte que ella como base, ella actúa como ácido. H2O + H2O ⇋ H3O+ + OH– El ácido dona un protón y se vuelve OH– y la base acepta el protón(del ácido) y se vuelve H3O+ En un equilibrio, el agua pura actúa como ácido y como base Es un equilibrio, por lo que sus CC se relacionan a través de la constante de equilibrio En este caso, sus CC se relacionan a través de la constante de equilibrio del agua KW o KWATER. pH = –log [ H3O+ ] Solución ácida → saco pH → predominan los hidronios → La KW permanece igual(si no cambia la temperatura) pero aumenta la CC de Hidronios y disminuye CC de oxhidrilos. ● 1 · 10–14= ↑[ H3O+ ] · ↓ [OH–] ● ↑ H3O+ ↓ OH– Escala de pH: CC de Hidronios puede tomar valores de 0 a 1, y el –log [ H3O+ ] puede tomar valores de 0 a 14. ● El pH del Agua sabemos que es –log [ 1 · 10–7 ] = 7 porque 1 · 10–7 es la CC de Hidronios en el agua. ● Cualquier sustancia que esté en un pH entre 0 y 7 es ácida. ● Cualquier sustancia que esté en un pH mayor a 7 es básica. pOH = –log [ OH– ] Solución Básica → saco pOH → predominan los oxhidrilos → aumenta la CC de oxhidrilos y disminuye la CC de Hidronios. ● 1 · 10–14= ↓[ H3O+ ] · ↑ [OH–] ● ↑ OH– ↓ H3O+ 14 = pH + pOH –log [ 1 · 10–14 ] = –log [ H3O+ ] + ( –log [ OH– ] ) En la ecuación hay 2 pares de sustancias: ● Base → ácido conjugado ● Ácido → base conjugada HCl + H2O → Cl– + H3O+ H2O(base) → H3O+ (ácido conjugado) HCl(ácido) → Cl– (base conjugada) KA= cte de acidez KB= cte de basicidad A 25 oC KW = KA ·KB 1 · 10–14 = KA ·KB 14 = pKA · pKB → p= –log[] Estas ecuaciones se pueden usar para determinar la KB de una base débil dada la KA del ácido conjugado y viceversa. Conocer la KA de un ácido débil dada la KB de su base conjugada. ➢ Mientras mayor sea el valor de la KA, más potente será el ácido. ➢ Menor valor de KA, tengo menos producto(denominador > numerador), más débil es el ácido. ➢ Menor valor de KB, poco producto y mucho reactivo, no es una base fuerte porque me deja poco OH–.
