La materia y sus transformaciones

2.- LA MATERIA Y SUS TRANSFORMACIONES 2.1.- Clasificación de la materia .................................................. 20 2.1.1.- Mezclas homogéneas .................................................................... 20

2.2.- La reacción química ............................................................. 22 2.2.1.- Reacciones de síntesis ................................................................... 2.2.2.- Reacciones de descomposición .................................................... 2.2.3.- Reacciones de desplazamiento o sustitución ................................ 2.2.4.- Reacciones de intercambio ...........................................................

23 23 24 24

2.3.- Leyes ponderales .................................................................. 24 2.3.1.- Ley de la constancia de la masa .................................................. 24 2.3.2.- Ley de las proporciones definidas ................................................ 25 2.3.3.- Ley de las proporciones múltiples ................................................ 25

2.4 .- Teoría de Dalton

.................................................................. 25

2.4.1.- Símbolos y fórmulas ..................................................................... 27

2.5.- Leyes volumétricas. Hipótesis de Avogadro ....................... 27 2.6.- Concepto de masa atómica ................................................... 28 2.6.1.- Isótopos ........................................................................................ 30

2.7.- Fórmulas empíricas y fórmulas moleculares ...................... 31 2.8.- Concepto de mol. Número de Avogadro ............................. 32 2.9.- Volumen molar. Ecuación de los gases perfectos ............... 32 2.10.- Disoluciones

......................................................................... 34

2.10.1.- Ley de Dalton de las presiones parciales ................................... 34

2.11.- Estequiometría de las reacciones químicas........................... 35 2.12.- Problemas y cuestiones ......................................................... 36

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2.1.- Clasificación de la materia. La materia puede encontrarse en la naturaleza como sustancia pura o formando mezclas. Como la Química trata de estudiar la materia y sus transformaciones, a continuación te vamos a presentar unos conceptos sobre las distintas clases de materias que hay y las diferencias que existen entre ellas: • Fase: Es una porción de materia física y químicamente uniforme. Es un concepto distinto al de estado, por ejemplo, una mezcla de líquido y aceite está constituida por dos fases a pesar de ser las dos sustancias líquidas. • Una Fase: La sustancias formadas por una sola fase pueden ser de dos tipos: sustancias puras o disoluciones (también llamadas mezclas homogéneas. • Más de una fase: Cuando una mezcla está formada por más de una fase se denomina mezcla heterogénea. Las mezclas heterogéneas se pueden separar en sus distintas fases por métodos físicos o mecánicos (filtración, decantación, …). El estudio de las mezclas heterogéneas puede simplificarse analizando cada una de sus fases por separado, de ahí que no las estudiemos con profundidad y pasemos a detallar las mezclas homogéneas y las sustancias puras. 2.1.1.- Sustancias constituidas por una sola fase. Las hay de dos tipos: • Disoluciones: Son mezclas homogéneas en las que sus componentes pueden separarse por métodos físicos (calentamiento, destilación, …). Hay varios tipos de ellas: o Sólidas: Aleaciones (por ejemplo el acero (Fe y C). o Líquidas: Sales disueltas o Gaseosas: por ejemplo el aire (mezcla de gases, fundamentalmente oxígeno y nitrógeno). • Sustancias puras: Las hay de dos tipos: o Elementos: Sustancias que no se pueden separar en otras más sencillas. Hay 109 elementos organizados convenientemente en la Tabla periódica) o Compuestos: Son sustancias puras que se pueden descomponer en otras más sencillas. Están formadas por la agrupación de varios elementos. Tienen las siguientes características:  Composición fija e invariable, independientemente de su procedencia, (por ejemplo, el agua siempre tendrá un 88,89 % de oxígeno y un 11,11 % de hidrógeno).  Tienen propiedades que las diferencian (al igual que los elementos) como puntos de fusión y ebullición, densidad, …  Son siempre homogéneas, aunque todas las sustancias homogéneas no son compuestos o elementos (sustancias puras), también están las disoluciones.

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La materia y sus transformaciones



En las mezclas los componentes mantienen sus propiedades, mientras que en los compuestos no.

En ocasiones existen verdaderas dificultades para poder diferenciar una disolución de un compuesto, por eso, el la siguiente tabla te resumimos las diferencias fundamentales: Compuestos

Mezclas homogéneas

- Las proporciones en que están los - Las proporciones de las sustancias que se elementos dentro de los compuestos es mezclan son variables. siempre constante. - Tienen propiedades físicas (puntos de - Tienen propiedades físicas (puntos de fusión y de ebullición, densidad,...) fusión y de ebullición, densidad,...) que constantes. varían en función de las proporciones en que están las sustancias mezcladas. - Las propiedades de los elementos que - Las sustancias que se mezclan mantienen forman un compuesto son radicalmente las propiedades. distintas a las del compuesto formado - De los compuestos, sólo se pueden - Las sustancias que forman una mezcla se obtener los elementos que lo constituyen pueden separar por métodos físicos por métodos químicos (reacciones (evaporación, filtración, imantación,...) químicas).

A continuación te proponemos un algoritmo para que puedas clasificar cualquier sustancia según el tipo que sea: mezcla (homogénea o heterogénea) o sustancia pura (elemento o compuesto).

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2.2.- La reacción química. Antes de empezar debemos diferenciar claramente entre proceso físico y proceso químico: •

Proceso físico: No cambia la composición química de la sustancia, tan solo tiene lugar una separación de una sustancia de otra en una mezcla o un cambio de estado. Ejemplos de procesos físicos son: evaporación, fusión, destilación, filtración,... Los cambios de estado tienen nombres característicos que te presentamos en este diagrama:

•

Proceso químico: Implican un cambio de composición en la sustancia, es decir, tiene lugar una reacción química, en la que unas sustancias se transforman en otras de propiedades totalmente diferentes.

Hay muchos tipos de reacciones químicas, y aunque más adelante las clasificaremos atendiendo a su mecanismo y comportamiento químico (ácido-base, redox, precipitación, ...) por el momento, sólo vamos a clasificarlas atendiendo a cómo se reagrupan los átomos:

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2.2.1.- Reacciones de síntesis. Dos o más sustancias reaccionan para dar otra más compleja. Tienen la siguiente estructura: A + B  AB donde A y B pueden ser elementos (en cuyo caso también se pueden llamar reacciones de formación de la sustancia AB) o compuestos. Por ejemplo:

N2

+

Fe CaO

3 H2

+

 

S

+

H2O

2 NH3 FeS



Ca(OH)2

SO2

+

H2O



H2SO3

CaO

+

SO2



CaSO3

2.2.2.- Reacciones de descomposición. Una sustancia se descompone para dar dos más simples. La estructura es la siguiente: AB



A

+

B

donde A y B pueden ser elementos y/o compuestos. Por ejemplo: Ba(OH)2



BaO

+

H2O

H2SO3



SO2

+

H2O



2 HgO PbCO3



2 Hg PbO

+

+ O2 CO2

Si el proceso de descomposición se realiza con la ayuda de electricidad, las reacciones se denominan de Electrólisis, por ejemplo: 2 H2O



2 H2

+

O2

2 NaCl



2 Na

+

Cl2

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2.2.3.- Reacciones de desplazamiento o sustitución. Uno de los elementos que forma parte de un compuesto es sustituido por otro. La estructura de la reacción es la siguiente: AB

+



X

AX

+

B

por ejemplo: Cu

+



2 AgNO3

Cu(NO3)2

+

2 Ag

Zn

+

H2SO4



ZnSO4

+

H2

Cl2

+

2 KBr



2 KCl

+

Br2

2.2.4.- Reacciones de intercambio. Estas reacciones equivalen a una doble descomposición o un intercambio. La estructura general es: AB

+



XY

AX

+

BY

por ejemplo: AgNO3

+ NaCl

H2SO4 + 2 NaOH Na2CO3 + 2 HCl



NaNO3 + AgCl

 Na2SO4 + 2 H2O

 2 NaCl

+ H2O + CO2

2.3.- Leyes ponderales. (referentes al peso).

2.3.1.- Ley de la conservación de la masa. - La enunció Lavoisier en 1789. - En cualquier reacción química, la suma de la masa de los productos es igual a la suma de la masa de los reactivos, es decir, que la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

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2.3.2.- Ley de las proporciones definidas.

- La enunció J. L. Proust en 1799. - Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en proporciones fijas y definidas, así, por ejemplo, el amoniaco siempre tiene un 82´36 % de N y un 17´64 % de H, sea cual sea su procedencia o el método utilizado para obtenerlo.

2.3.3.- Ley de las proporciones múltiples. - La enunció Dalton en 1805. - Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación numérica sencilla.

2.4.- Teoría atómica de Dalton. Las hipótesis atómicas fueron unas teorías emitidas por Dalton en el año 1808, tratando de explicar las tres leyes ponderales. - Demócrito ya sostenía estas teorías (siglo IV a.d.C.). - La teoría de Dalton puede resumirse en los siguientes puntos: 1º.-

La materia está compuesta por partículas indivisibles llamadas átomos: “La materia, aunque divisible en grado extremo, no lo es indefinidamente, esto es, debe haber un punto más allá del cual no se puede dividir”. 2º.- Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos. Los átomos de distintos elementos, poseen masa y propiedades diferentes. 3º.- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos que lo constituyen en una relación numérica sencilla (Regla de la máxima simplicidad). 4.- Las reacciones químicas sólo son una reestructuración de los átomos. Los átomos se agrupan de forma diferente a como lo estaban inicialmente, pero ni se forman ni se destruyen. Con estas hipótesis, Dalton trata de explicar las tres leyes ponderales: a) Ley de la conservación de la masa: La cuarta hipótesis establecida por Dalton, es otra forma de enunciar la ley de conservación de la masa. Si los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química, es lógico que la masa de los productos y de los reactivos permanezca constante.

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b) ley de las proporciones definidas: La tercera hipótesis de Dalton, sugiere que para la formación de un compuesto los átomos de los distintos elementos que lo forman deben estar en una proporción numérica sencilla y determinada. Si además, todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa, es fácil deducir que la proporción en masa deberá ser constante. c) Ley de las proporciones múltiples: Si los átomos de un mismo elemento son idénticos y la proporción en que forman los compuestos es sencilla, es lógico deducir que si dos elementos forman más de un compuesto, exista una relación numérica simple entre las cantidades del se4gundo elemento que se combinan con una cantidad fija del primero. Por ejemplo, entre el CO2 y el CO, esa relación será de 2 ya que para una cantidad fija de carbono, el dióxido de carbono tendrá el doble de oxígeno que el monóxido de carbono.

Hoy se sabe que existen algunos fallos: 1.

Los átomos no son indivisibles, poseen electrones, protones y neutrones. En la actualidad, se han descubierto muchas más partículas subatómicas clasificadas en dos grandes grupos: los leptones y los quarks. Puedes encontrar más información en la página: http://www.mipagina.cantv.net/aquilesr/tabla_subatomica.htm

2.

La existencia de isótopos (átomos de un mismo elemento pero con diferente masa ya que tienen distinto número de neutrones en el núcleo).

3.

La Regla de la máxima simplicidad llevó a Dalton a asignar fórmulas erróneas a algunos compuestos, por ejemplo, al agua le asignó la fórmula HO y al amoniaco NH.

4.

En las reacciones nucleares, los átomos pueden transmutarse unos en otros emitiendo partículas radiactivas y energía.

A pesar de los errores que tiene la teoría atómica de Dalton, supuso una gran revolución para los químicos del siglo XIX planteándoles nuevos retos, entre los que podemos destacar: a) La búsqueda sistemática de nuevos elementos químicos. b) La ordenación de los elementos químicos según sus distintas propiedades, lo que condujo al Sistema periódico. c) La obtención de fórmulas químicas de compuestos.

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2.4.1.- Símbolos y fórmulas. - A cada átomo se le asigna un símbolo. Los símbolos provienen en su mayoría del latín, (Fe = Ferrum, Au = Aurum, Ag = Argentum, Cu = Cuprum, etc.), o de lenguas germánicas (Na = natrium, K = kalium), o del lugar donde se descubrieron (Ge, Po). - Se definen las moléculas como la mínima cantidad posible de una sustancia que posee todas sus propiedades. - Las moléculas se representan por fórmulas (agua = H2O ; amoniaco = NH3).

2.5.- Leyes volumétricas. Hipótesis de Avogadro. El problema ahora consiste en conocer la forma de asignar fórmulas a los compuestos. Dalton sugirió la regla de la máxima simplicidad, que llevó a errores como HO para el agua, NH para el amoniaco, etc. En aquella época, sólo se conocían los % en peso de los elementos que formaban el compuesto, pero como todos los átomos no pesan lo mismo, estos datos no eran suficientes. Gay-Lussac, trabajando con reacciones entre gases, dedujo lo siguiente: "los volúmenes de los gases que reaccionan y los de los productos gaseosos formados guardan entre sí una relación de números sencillos, siempre que estén medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura". Por ejemplo: 2 vol. Hidrógeno + 1 vol. Oxígeno 

2 vol. agua

Avogadro dio una explicación en 1811: "Volúmenes iguales de gases medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.". Avogadro también supuso que en la mayoría de los elementos gaseosos, sus moléculas están formadas por la unión de dos átomos, es decir, son moléculas diatómicas. Todo ello permitió deducir algunas fórmulas para compuestos gaseosos: 1 vol. Cloro

+

1 vol. Hidrógeno

2 vol. Cloruro de Hidrógeno

Cl

+

H

2 HCl

(si fuese así no cumpliría la 1ª ley ponderal) Cl2

+

H2

2 HCl

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1 vol. Oxígeno

+

2 vol. Hidrógeno

2 vol. agua

O2

+

2 H2

2 H2 O

2 vol. Hidrógeno

+

1 vol. Monóxido de Carbono

1 vol. metanol

2 H2

+

CO

1 CH3OH

Hoy se sabe que salvo en gases nobles, los elementos gaseosos están agrupados en moléculas diatómicas, es decir, están formados por la unión de dos átomos (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2, ...)

2.6.- Concepto de masa atómica. - Los conocimientos que tenían los científicos hasta mediados del siglo XIX, eran la teoría de Dalton y las hipótesis de Avogadro. - Desde que Dalton enunció que la materia estaba constituida por átomos de diferentes clases y por tanto de diferente masa, los científicos cayeron en la cuenta de que el conocimiento de estas masas atómicas sería de gran utilidad para realizar cálculos químicos y determinar fórmulas. - Dalton pensaba que cuando dos elementos se combinan para dar más de un compuesto, el más estable era el formado por moléculas diatómicas (regla de la máxima simplicidad de Dalton).

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La materia y sus transformaciones

- Dado que creía que los gases eran monoatómicos: H + Cl H+O N+H

  

HCl HO NH

(cloruro de hidrógeno) (agua) (amoniaco)

y así asignó algunas fórmulas correctas y otras incorrectas. - Cuando Avogadro emitió su hipótesis, Dalton la rechazó porque era incompatible con sus razonamientos. - Gay-Lussac observó que: 1 vol. Cloro + 1 vol. Hidrógeno 

2 vol. cloruro de hidrógeno

era imposible que volúmenes iguales de gases diferentes contuvieran el mismo número de moléculas porque entonces se obtendría un volumen de cloruro de hidrógeno. - Fue entonces cuando Avogadro pensó que los gases eran diatómicos (para defender su hipótesis).

Cl2

+

H2



2 HCl

Cl4

+

H4



2 H2Cl2

todo ésto fue un gran avance, pero todavía quedaba sin determinar la fórmula química de los compuestos, aunque datos experimentales apuntaban que los gases eran diatómicos.

- Cannizaro en 1858 ideó un método para calcular masas atómicas relativas. Al átomo de Hidrógeno le asignó el peso de 1 u.m.a. (unidad de masa atómica), luego el gas hidrógeno, al ser diatómico, tendría una masa de 2 u.m.as. Como volúmenes iguales contienen el mismo número de moléculas, sólo es necesario comparar el peso de volúmenes iguales de hidrógeno y de otro gas, puesto que la misma relación se obtendría pesando un átomo de cada uno de ellos, y como sabemos lo que pesa la molécula de hidrógeno, podemos calcular la masa atómica de los átomos del otro gas. - De manera similar definió el peso molecular relativo de una molécula como las veces que esa molécula pesaba más que el átomo de Hidrógeno. - Ejemplo: 1 volumen de NO pesa 15 veces más que 1 volumen de Hidrógeno medidos en las mismas condiciones de presión y de temperatura, luego 1 molécula de NO pesa 15 veces más que una molécula de H2. Como H2 tiene un peso de 2, NO pesa 30.

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- El método propuesto por Cannizaro fue: Sustancia Agua Monóxido de nitrógeno Monóxido de Carbono Dióxido de carbono Oxígeno Ozono

Peso molecular relativo 18 30 28 44 32 48

% de Oxígeno 89 53 57 73 100 100

Peso relativo de oxígeno en la molécula 16 16 16 32 32 48

2.6.1.- Isótopos. - Los isótopos son átomos de un mismo elemento pero con distinta masa. Los descubrió F. W. Aston en 1910 cuando demostró que el Ne natural era una mezcla de dos tipos diferentes de átomos, unos que pesaban 20 veces más que el hidrógeno y otros que pesaban 22 veces más. - Todos los elementos naturales son mezclas de isótopos, pero, también se conoce que las proporciones de los isótopos de un elemento en la naturaleza son constantes. Actualmente se conocen más de 300 isótopos. - Cuando se efectúa la medición del peso atómico relativo de un elemento, el valor obtenido es el peso ponderado de los diferentes isótopos que lo forman. - Cuando se escribe el símbolo de un elemento, se indica, en ocasiones, de qué isótopo se trata: 12 C = átomo de Carbono de masa atómica relativa 12. A continuación tienes una tabla en la que te damos los isótopos que poseen algunos elementos con su masa atómica y su abundancia relativa:

Elemento Hidrógeno

Isótopo 1

H H 3 H 10 B 11 B 12 C 13 C 14 C 14 N 15 N 16 O 17 O 18 O 35 Cl 37 Cl 2

Boro Carbono

Nitrógeno Oxígeno

Cloro

Masa*

Abundancia relativa

1,007825 2,010423 3,023751 10,01293 11,00931 12,00000 13,00335 14,01270 14,00307 15,00011 15,99491 16,99884 17,99726 34,96885 36,96600

99,985 0,015 0,000 19,780 80,220 98,892 1,117 0,000 99,631 0,369 99,759 0,037 0,204 75,531 24,469

Peso atómico

1,00797 10,811

12,01115 14,0067

15,9994 35,453 * Datos con relación al C12

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La materia y sus transformaciones

- Se pensó en cambiar el patrón de medida de masas relativas y a lo largo de la historia ha habido tres definiciones de u.m.a.: 1º : 1 u.m.a. = masa H 2º : 1 u.m.a. = 1/16 masa 16O 3º : 1 u.m.a. = 1/12 masa 12C - Actualmente se define: a) Peso atómico: Es el número que indica las veces que un elemento es más pesado que la doceava parte de un átomo de Carbono isótopo 12. b) Peso molecular: Es el número que indica las veces que una molécula es más pesada que la doceava parte de un átomo de Carbono isótopo 12. - Vamos a ver con un ejemplo cómo se determinan las masas relativas medias para un elemento como el Carbono: El Carbono es una mezcla de tres isótopos: C12 = 12 u.m.as 98,9% C13 = 13 u.m.as 1,1% C14 = 14 u.m.as 0,0% ¿Cuál es el peso atómico del Carbono natural?. masa C

= 12 ⋅

98,9 100

+ 13 ⋅

1,1 100

+ 14 ⋅

0 100

= 12,01 umas

no hay ningún átomo de C que pese 12,01 u.m.as, es una media ponderada y este es el valor que aparece en la tabla periódica.

2.7.- Fórmulas empíricas y fórmulas moleculares. - Las fórmulas empíricas son aquellas que expresan las clases de átomos que existen en la molécula y su número relativo. - Las fórmulas moleculares indican además, el número absoluto de cada tipo de átomo presente en la molécula. - Por ejemplo, para el benceno: CH  Fórmula empírica C6H6  Fórmula molecular - Una vez conocidos los pesos atómicos, la deducción de las fórmulas empíricas es un proceso sencillo, siempre que se pueda conocer la composición centesimal del compuesto en cuestión.

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2.8.- Concepto de mol. Número de Avogadro. - Mol: Cantidad de un compuesto (o elemento) igual a su peso molecular (o atómico) expresado en gramos. Mr(H2O) = 18 umas

 18 gramos de H2O = 1 mol de H2O

- 1 mol de cualquier sustancia contiene 6,023.1023 partículas de esa sustancia (átomos si se trata de un elemento y moléculas si se trata de un compuesto). A dicho número se le conoce con el nombre de número de Avogadro.

- Es importante destacar que un mol no es una unidad de masa, simplemente es una cantidad de sustancia (6,023.1023 partículas) y que si dicha cantidad está referida a un elemento o compuesto químico, existe una relación directa con su masa. - Parece evidente que para pasar de una cantidad de sustancia expresada en gramos a moles, tan solo hay que dividir por su peso atómico si se trata de un elemento o por su peso molecular si se trata de un compuesto, es decir: a) Para un elemento:

n=

gramos Ar

b) Para un compuesto:

n=

gramos Mr

2.9.- Volumen molar. Ecuación de los gases perfectos. Hasta aquella época se conocían tres leyes: -

Boyle y Mariotte: Si tenemos un gas encerrado en un recipiente de volumen variable y mantenemos la temperatura constante, a medida que reducimos el volumen, la presión aumentará inversamente proporcional y viceversa, es decir: si el V , entonces P , es decir:

P x V = K1

donde K1 es una constante que solo depende del número de moléculas (cantidad de gas) y de la temperatura. -

Charles y Gay-Lussac: Si tenemos un gas encerrado en un recipiente y mantenemos la presión constante, si aumentamos la temperatura el volumen deberá aumentar (para que la presión no varíe), es decir: si la T , entonces el V ,

es decir:

V = K2 x T

donde K2 es una constante que sólo depende del número de moléculas (cantidad de gas) y de la presión.

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La materia y sus transformaciones

Si representamos V = f(T), para cada una de las sustancias sale un recta; y si prolongamos cada una de ellas corta el eje de abscisas en -273´15 ºC que es el cero absoluto, ya que, teóricamente, a esa temperatura, el volumen de cualquier sustancia sería nulo. Lo mismo ocurre si representamos en una gráfica P = f(T):

Nunca se ha llegado a alcanzar esa temperatura de -273´15 ºC, por eso, se definió la escala Kelvin de Temperaturas, donde dicho valor se toma como cero absoluto. Es obvio que en esta escala no podrán existir temperaturas negativas ni nula. -

Ley de Avogadro: Si tenemos un gas encerrado en un recipiente y mantenemos la presión constante, si aumentamos la cantidad de gas (moles) el volumen deberá aumentar (para que la presión no varíe), es decir: si la n , entonces el V ,

es decir:

V = K3 x n

donde n es el número de moles de gas y K3 es una constante que sólo depende de la presión y de la temperatura. - De las tres expresiones se puede deducir:

donde R es una constante cuyo valor sólo depende de las unidades elegidas para la presión, volumen, temperatura y cantidad de gas, por ejemplo: R = 0,082 (atm.litro/mol.K) R = 1,98 (calorías/mol.K) R = 8,31 ( julios/mol.K ) los gases que cumplen la ecuación (1), se llaman gases ideales o perfectos. No hay ningún gas que cumpla exactamente dicha ecuación, pero la mayoría se acercan bastante a ella.

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- Las condiciones normales de operación se definen como: P = 1 atm T = 0 ºC = 273 K sustituyendo en la ecuación de los gases ideales podemos determinar el volumen que ocupará 1 mol de un gas en condiciones normales: PxV=nx R x T 1 x V = 1 x 0,082 x 273



V = 22,4 litros

un mol de cualquier gas en c.n. (condiciones normales) ocupa 22,4 litros

2.10.- Disoluciones. - Es muy frecuente realizar reacciones químicas con sustancias en disolución. Las disoluciones se definieron en el punto 1.3 como una mezcla homogénea y las más frecuentes son las de sólido/líquido (soluto disuelto en agua). - Se puede medir la concentración de soluto que hay en una determinada disolución de varias formas. Las más importantes son: a) Tanto por cien en peso (%): gramos de soluto presentes en 100 gramos de disolución. b) Gramos por litro (g/L): gramos de soluto presentes en un litro de disolución. c) Molaridad (M): moles de soluto presentes en un litro de disolución. d) Molalidad (m): moles de soluto presentes en un Kilogramo de disolvente. En química, la utilizada mayoritariamente es la Molaridad

2.10.1.- Disoluciones gaseosas. Ley de Dalton de las presiones parciales. - Cuando tenemos una mezcla de gases ideales contenidos en un volumen V, se puede escribir (aplicando la ecuación de los gases perfectos, que:

R ⋅T  V  → P = P + P = (n + n ) ⋅ R ⋅ T T A B A B R ⋅T  V  PB = nB V 

PA = n A

de forma general:

PT = ∑ Pi = ∑ ni ⋅

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R ⋅T V

La materia y sus transformaciones

Por otra parte:

R ⋅T  V   R ⋅T  PT = nT ⋅ V 

PA = n A ⋅



si dividimos ordenadamente

PA = PT ⋅

y despejando la presión parcial del gas A:



PA n A = PT nT

nA nT

De forma general:

ni Pi = PT .

∑ ni Fracción molar (xi)

por lo tanto, la ley de Dalton de las presiones parciales viene determinada por la ecuación: PA = PT . x A PB = PT . x B y de forma general:

Es fácil comprobar que: xA + xB = 1 PA + PB = PT y de forma general: ∑ xi = 1 ∑ Pi = PT

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2.11.- Estequiometría de las reacciones químicas. - Una reacción química no sólo tiene un significado cualitativo, sino también cuantitativo si esta, está ajustada, es decir, nos da información de: a) los reactivos y productos que intervienen en la reacción. b) en qué proporción, en moléculas y moles (y si la reacción es gaseosa también en volúmenes si están medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura) reaccionan entre sí. - Con la aplicación de estas relaciones cualitativas, se pueden resolver problemas de cálculos estequiométricos. Dichos cálculos nos permitirán averiguar la cantidad de un producto de la reacción que se va a obtener con una cantidad de reactivos dada o la cantidad de un reactivo que se necesita para obtener una determinada cantidad de producto. - Antes de realizar los cálculos estequiométricos hace falta tener claros una serie de conceptos: -

Reactivo limitante: A veces nos dan cantidades de dos reactivos que no guardan la relación estequiométrica. En estos casos hay que determinar de antemano cuál de ellos está en exceso (parte que queda sin reaccionar) y cuál es el reactivo limitante (reactivo que se agota, reacciona por completo)

-

Reacción común de una mezcla: Cuando una mezcla de dos sustancias reacciona con un mismo reactivo, cada reactivo verifica su reacción independientemente. Por lo tanto se trata de dos reacciones diferentes, aunque simultáneas. De los datos obtenidos en estos casos, puede determinarse la composición de la mezcla.

-

Pureza de los reactivos: Si hay alguna sustancia impura en los reactivos, sólo la parte pura de ellos intervendrá en la reacción (suponiendo impurezas inertes).

-

Empleo de disoluciones: Este caso podría reducirse al anterior, ya que tendremos que calcular la cantidad de sustancia disuelta que será la que verdaderamente reaccione.

-

Rendimiento de la reacción: En muchos casos, los cálculos teóricos no coinciden con las cantidades de productos que realmente se obtienen. El rendimiento de la reacción nos permite saber los gramos reales que se obtienen sabiendo los teóricos calculados, es decir, que si el rendimiento de la reacción es del 80 %, aplicando dicho porcentaje sobre los cálculos teóricos realizados, sabremos lo que realmente se obtendría. R=

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gramos reales moles reales ⋅ 100 = ⋅ 100 moles teóri cos gramos teóri cos

La materia y sus transformaciones

- Para realizar correctamente los cálculos estequiométricos tenemos que seguir los siguientes pasos: a) b) c) d) e) f)

Ajustar la reacción química. Pasar todos los datos a moles. Calcular el reactivo limitante en el caso de que sea necesario. Realizar los cálculos estequiométricos. Pasar los moles a las unidades que nos pidan. Aplicar el concepto de rendimiento de la reacción si tenemos datos.

2.12.- Ejercicios y cuestiones.

a) Leyes ponderales y volumétricas: 12.- El amoniaco es un compuesto formado por Hidrógeno y Nitrógeno. Al analizar varias muestras, se han obtenido los siguientes resultados: Masa de N (gramos) Masa de H (gramos)

5,56 1,19

10,88 2,33

19,85 4,25

29,98 6,42

37,59 8,05

a) Verificar la ley de las proporciones definidas. b) ¿Cuánto Nitrógeno se combina con 1 gramo de Hidrógeno? y ¿Cuánto amoniaco se formará?. 13.- Al analizar compuestos gaseosos de Carbono y Oxígeno, se obtienen los siguientes resultados: 1er gas 2º gas

Masa de C (gramos) Masa de O (gramos) Masa de C (gramos) Masa de O (gramos)

12,65 16,82 6,39 17,08

24,14 32,09 10,57 28,19

37,81 50,29 12,25 32,62

54,37 72,31 21,12 56,38

a) Verificar la ley de las proporciones definidas. b) Verificar la ley de las proporciones múltiples. 14.- Sabiendo que en el agua se cumple (masa de O)/(masa de H)= 8, ¿Qué cantidad de agua se necesita descomponer para obtener 10 gramos de Hidrógeno?. 15.- Al analizar el dióxido de carbono se comprueba que tiene un 27% de C. Calcular la cantidad de dióxido de carbono que se obtendrá al combinar 54 gramos de C con el suficiente oxígeno.

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16.- En la preparación de trióxido de azufre se obtuvieron los siguientes datos en un conjunto de experimentos: Experimento Masa de S (gramos) Masa de O (gramos)

1 0,723 1,084

2 1,212 1,818

3 2,146 3,252

4 3,813 5,720

Comprueba que se cumple la 2ª ley ponderal y calcula la cantidad de oxígeno necesario para combinarse con 10 gramos de S y los gramos de SO3 que se obtendrán. 17.- El Indio y Oxígeno forman dos compuestos diferentes. Al analizar varias muestras de cada uno de ellos se obtienen los siguientes resultados:

Masa de In (gramos) Masa de O (gramos)

COMPUESTO 1 46,0 27,60 115,0 3,2 1,92 8,0

COMPUESTO 2 23,0 4,60 69,0 4,8 0,96 14,4

a) Comprueba que se cumplen la 2ª y la 3ª ley ponderal. b) Calcula la cantidad del COMPUESTO 1 que habrá que descomponer para obtener 20 gramos de In. c) Calcula la cantidad del COMPUESTO 2 que habrá que descomponer para obtener 20 gramos de In. d) Calcula la cantidad del COMPUESTO 1 que se podrá obtener con 100 gramos de In y 15 gramos de O. e) Calcula la cantidad del COMPUESTO 2 que se podrá obtener con 100 gramos de In y 15 gramos de O. f) Otra muestra de un compuesto de In y O, contiene un 82,7 % de In. ¿Se trata de alguno de los dos compuestos indicados o de otro diferente? 18.- En los tiempos de Dalton era conocida la existencia de dos gases formados por Carbono y oxígeno. De ambos, el más rico en O contenía un 72,7% de este elemento y el otro un 57,1%. ¿Qué relación existe entre las masas de oxígeno que se combinan con la misma masa de carbono? 19.- El amoniaco contiene un 17,76 % de hidrógeno. Cuando reaccionan completamente 3,77 gramos de hidrógeno con 26,23 gramos de nitrógeno se forman 30 gramos de hidracina (compuesto formado también con los mismos elementos que el amoniaco). Comprueba que se cumple la 3ª ley ponderal. 20.- 25,1 gramos de mercurio se combinan con 2 gramos de oxígeno para formar óxido de mercurio. En otras condiciones 0,402 gramos de mercurio se combinan con 0,016 gramos de oxígeno para formar otro óxido. Verifica la ley de las proporciones múltiples. 21.- El latón es una aleación formada por Cu y Zn. La proporción de este último metal puede variar de 10 a 35%. Teniendo en cuenta este hecho y basándose en una determinada ley, ¿debemos decir que el latón es una mezcla, o por el contrario, que es un compuesto químico resultante de la combinación de estos dos metales?

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La materia y sus transformaciones

22.- Averigua la fórmula de uno de los óxidos del Nitrógeno sabiendo que reaccionan en la proporción de volúmenes siguiente: 20 cc. 50 cc. 20 cc.

Volumen de Nitrógeno Volumen de Oxígeno Volumen de óxido

4 litros 10 litros 4 litros

100 ml 250 ml 100 ml

23.- Los datos de la siguiente tabla corresponden a la reacción química entre el Carbono y el oxígeno para formar dióxido de carbono. Complétala con los valores que faltan: CARBONO 12 6 3

OXIGENO 32 ? ?

DIOXIDO DE CARBONO ? 22 ?

24.- El Nitrógeno y el Oxígeno son gases formados por moléculas diatómicas, (con dos átomos). Se sabe que entre ellas se pueden combinar en una proporción de volúmenes de 2:1, 1:1 y 1:2. ¿Cuáles son las fórmulas más sencillas de los compuestos que pueden formarse?. 25.- La siguiente tabla recoge los datos de diferentes experimentos en los que se combinaron nitrógeno e hidrógeno:

Nitrógeno (gas) Hidrógeno (gas) COMPUESTO

MASA (g)

VOLUMEN (l)

MASA (g)

VOLUMEN (l)

5,6 1,2 6,8

4,48 13,44 8,96

6,56 0,94 7,50

5,25 10,53 10,53

a) Justifica si se cumplen las leyes de conservación de la masa, proporciones definidas y volúmenes de combinación. b) Deduce las fórmulas empíricas de los dos compuestos formados por el nitrógeno y el hidrógeno. b) Concepto de mol: 26.- ¿Cuántos moles de CO2 hay en 5 gramos de muestra?. En la misma cantidad, ¿Cuántas moléculas de CO2 , átomos de Carbono y átomos de Oxígeno habrán?. 27.- Se tienen 2,5 moles de H2S. Calcular: a) El número de gramos que hay de S y de H. b) El número de moles de S. c) El número de moléculas de sulfuro de hidrógeno. 28.- Se tiene una muestra de 8 gramos de Oxígeno. Calcular el número de moléculas y el de moles. ¿Y si los 8 gramos fuesen de ozono?

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29.- ¿Cuál de entre las siguientes cantidades de materia tendrá mayor masa? 10 gramos de Cu, 6 moles de He ó 3,01.1023 átomos de Ag. 30.- a) ¿Cuántos moles de átomos de azufre hay en 10 gramos de S8? b) ¿Cuántos moles de moléculas de S8 hay en 10 gramos de S8? c) ¿Cuántas moléculas hay en 10 gramos de S8? 31.- En 413 gramos de clorato de bario monohidratado, calcular: a) moles de Ba. b) moles de oxígeno. c) moles de ion clorato. 32.- Si de 100 miligramos de amoniaco se quitan 2.1021 moléculas de amoniaco, ¿cuántos moles de amoniaco nos quedarán? 33.- Completa la siguiente tabla: Moles de agua 3

Moléculas de agua

Gramos de agua

Átomos de hidrógeno

1,3· 1025 250 1,5 · 1033 34.- Determina teóricamente el número de moléculas de agua que caben en un tubo de ensayo de 5 ml de volumen. Considera densidad del agua = 1000 kg/m3 35.- La masa más pequeña capaz de desequilibrar la balanza más sensible hasta ahora construida es de 1,0·10-6 g. Si esta cantidad fuera del elemento más ligero, el hidrógeno ¿Cuántos átomos contendría? 36.- La fórmula de la glucosa es C6H12O6 ¿Cuál es su composición centesimal? 37.- Disponemos de pirita del 90 % de pureza en FeS2 y de magnetita del 85 % en Fe3O4. Suponiendo el mismo rendimiento, en los procedimientos de extracción de hierro, para ambos minerales ¿Cuál de los dos resultará más rentable?

c) Masas atómicas y moleculares: 38.- Halla la masa atómica del Boro natural sabiendo que se trata de una mezcla de isótopos cuya abundancia relativa es: B10  19,8% B11  80,22% 39.- Halla la masa atómica del Oxígeno natural sabiendo que se trata de una mezcla de isótopos cuya abundancia relativa es: O16  99,759 %,

O17  0,037 %,

O18  0,204%

40.- Calcular el peso molecular del Bromo sabiendo que a 27 ºC y 0`046 atm de presión, una muestra de 0`057 gramos ocupa un volumen de 200 cc..

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La materia y sus transformaciones

41.- Se ha medido la densidad del hidrógeno, nitrógeno y amoniaco en las mismas condiciones de P y T encontrándose los valores de 0,081, 1,138 y 0,691 g/L respectivamente. Hallar: a) la masa atómica del nitrógeno relativa al hidrógeno. b) la masa molecular del amoniaco relativa al hidrógeno. DATOS: Ar(H) = 1 uma 42.- El fósforo reacciona con el oxígeno para formar un compuesto de fórmula P4O10; si 0,248 gramos de fósforo reaccionan dando 0,568 gramos de óxido, determinar la masa atómica relativa del fósforo sabiendo que Ar(O) = 16 umas. 43.- Determinar la masa atómica relativa del Mg a partir de las masas de sus isótopos y sus abundancias relativas: Isótopo 24 25 26

Abundancia (%) 78,60 10,11 12,29

Masa relativa (umas) 23,993 24,994 25,991

44.- El cobre natural está compuesto sólo de dos isótopos de masas relativas 62,929 y 64,928. Sabiendo que la masa relativa del cobre es 63,54, determinar la abundancia relativa de cada uno de los isótopos. 45.- Al analizar 6,392 gramos de cromato de plata se obtienen 1,464 gramos de óxido de cromo(III). Calcular la masa atómica relativa del cromo. DATOS: Ar(Ag) = 107,94 ; Ar(O) = 16 46.- El cobalto natural está formado exclusivamente por el isótopo 59Co, cuya masa es 58,9332. El níquel natural está formado por: Isótopo masa del isótopo Abundancia (%) 58 Ni 57,9353 68,274 60 Ni 59,9332 26,095 61 Ni 60,9310 1,134 62 Ni 61,9283 3,593 63 Ni 63,9280 0,904 Determina las masas atómicas del cobalto y del níquel. 47.- La plata natural está compuesta de dos isótopos cuyas masas son 106,905 y 108,905. Sabiendo que la masa atómica relativa de la plata es 107,87 determina la abundancia relativa de cada uno de los isótopos de la plata. 48.- Se obtienen 0,365 gramos de óxido de berilio a partir de 1,479 gramos de acetato de berilio, Be4O(C2H3O2)6. Calcular la masa relativa del Berilio. DATOS: Ar(O) = 16 ; Ar(C) = 12 ; Ar(H) = 1 49.- Calcular la masa atómica relativa del Boro, sabiendo que al calentar Borax cristalizado, Na2B4O7.10H2O, se produce una pérdida de masa del 47,1%. DATOS: Ar(Na) = 23; Ar(O) = 16; Ar(H) = 1.

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50.- 5,610 gramos del compuesto Bi(C6H5)3 producen por combustión 2,969 gramos del óxido de bismuto(III). Hallar la masa atómica relativa del Bismuto. DATOS: Ar(O) = 16 ; Ar(C) = 12 ; Ar(H) = 1.

d) Fórmulas empíricas y moleculares: 51.- Determinar el % de cada uno de los elementos presentes en cada uno de los siguientes compuestos: a) FeO b) CH3OH c)Na2CO3 d) H2S 52.- Calcular la fórmula empírica de los compuestos que poseen las siguientes composiciones centesimales: a) 2,1% H, 32,7% S y 65,2% O. b) 57,5% Na, 40,0% O y 2,5% H. c) 65,9% Ba y 34,1% Cl. d) 52,2% C, 13,0% H y 34,8% O. e) 75,0% C y 25,0% H. 53.- Un compuesto orgánico formado por C, H y O, posee la siguiente composición centesimal: 26,70 % de C, 2,22 % de H y 71,1 % de O. Si su peso molecular es de 90, calcular su fórmula empírica y su fórmula molecular. 54.- Calcular la composición centesimal de los siguientes compuestos: b) CaCO3 c) SiO2 d) KMnO4 a) AgNO3 55.- El análisis de un compuesto da el siguiente resultado: 26,57 % de K, 35,36 % de Cr y 38,08 % de O. Calcular su fórmula empírica. 56.- La composición centesimal de una sustancia es: C 39,998 %, H 6,718 % y el resto oxígeno. Calcular su fórmula empírica. ¿Con estos datos, se puede determinar la fórmula molecular? 57.- Al reaccionar 94,2 g de yodo con magnesio en exceso se obtuvieron 103,2 g de yoduro de magnesio. Deduce la composición centesimal del compuesto formado. 58.- Se ha determinado que 4,638 gramos de un óxido de Fe contiene 3,358 gramos de Fe. ¿Cuál es la fórmula de este óxido? 59.- Un gramo de un compuesto formado únicamente por C e H dio por combustión 1,635 gramos de agua y 2,995 gramos de dióxido de carbono. Hallar la fórmula empírica del compuesto. 60.- 2 gramos de fósforo se queman al aire y forman 4,582 gramos de un óxido. Esta cantidad de óxido reacciona exactamente con 1,744 gramos de agua para formar 6,326 gramos de un compuesto formado por P, O e H. Determinar la fórmula empírica del óxido y del otro compuesto.

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La materia y sus transformaciones

61.- Se calienta 6,192 gramos de cloruro de bario hidratado y se obtienen 5,280 gramos de cloruro de bario anhidro. Mediante nitrato de plata, 0,663 gramos de la sal hidratada dan lugar a 0,778 gramos de cloruro de plata. Averigua la fórmula empírica del cloruro hidratado. 62.- Al quemar 0,739 gramos de un hidrocarburo se forman 2,471 gramos de dióxido de carbono y 0,578 gramos de agua. A 100ºC y 722 mmHg de presión, un matraz de 325,6 ml de capacidad contiene 0,932 gramos de dicho hidrocarburo en estado vapor. Calcular su fórmula empírica y molecular. 63.- La sustancia responsable del sabor peculiar de algunas frutas como la naranja, pomelo, limón, etc., es el ácido cítrico. Dicha sustancia está formada únicamente por carbono, hidrógeno y oxígeno. si quemamos 2,885 g de ácido cítrico se obtienen 3,967 g de dióxido de carbono y 1,082 g de agua. Determina las fórmulas empírica y molecular del ácido cítrico, sabiendo que 850 ml de una disolución acuosa de dicha sustancia, que contiene 3,187 g de la misma, tiene una concentración cuyo valor es 1,95·10-2 M. 64.- Un compuesto orgánico está formado por C, H, O y N. Al quemar 8,9 g de este compuesto se obtienen 2,7 g de agua, 8,8 g de dióxido de carbono y 1,4 g de nitrógeno. Al vaporizar el compuesto a 270 ºC bajo presión de 3 atm, 0,1 l de vapor pesan 1,2 g. Deduce las fórmulas empírica y molecular del compuesto. 65.- Un cloruro de mercurio contiene un 84,97 % de mercurio. Al evaporarse un gramo de este compuesto ocupa 0,0615 litros a 350 K y 1,01 Atm. Halla: a) La masa molecular del compuesto. b) Su fórmula empírica. c) Su fórmula molecular. 66.- Una sustancia gaseosa contiene 48,7 % de carbono, 8,1 % de hidrógeno y el resto de oxígeno. Si su densidad, medida en condiciones normales, es de 3,3 g/l ¿Cuáles serán sus fórmulas empírica y molecular? 67.- En una muestra de 6,676 g de una sal de níquel se encuentran 3,541 g de metal. La sal puede ser o un cloruro o un cianuro o un sulfato. Determina cuál de estas sales se corresponde con la muestra. 68.- Al llevar a cabo la combustión de 2 g de vitamina C se obtuvieron 3 g de CO2 y 0,816 g de H2O. a) Halla la fórmula empírica de la vitamina C sabiendo que contiene C, H y O. b) Determina su fórmula molecular sabiendo que la masa molecular está comprendida entre 150 y 200 69.- Una sustancia presenta una composición de 40% de carbono, 6,7% de hidrógeno y 53,3% de oxígeno. Sabiendo que en 24 mg de sustancia hay aproximadamente 2,4.1020 moléculas, deduce la fórmula molecular del compuesto. 70.- Un compuesto orgánico está constituido por carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se produce la combustión de 1,570 g del mismo se obtienen 3 g de dióxido de carbono y 1,842 g de agua. Una muestra de 0,412 g de esta sustancia ocupa, a 14 ºC y 0,977 atm, un volumen de 216 cm3. Calcula su fórmula empírica y su fórmula molecular. 43

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71.- El yeso es sulfato cálcico hidratado. Si al calentar 3,273 g de yeso se obtienen 2,588 g de sulfato anhidro. ¿Cuál es la fórmula del yeso? 72.- Una sustancia contiene un 28,60 % de agua de cristalización. El análisis elemental da 4,80 % de H, 19,05 % de C y 76,15 % de O. a) Calcular la fórmula empírica. b) Si la masa molecular del compuesto es 126 u. ¿Cuál será su fórmula molecular? e) Disoluciones: 73.- Se ha preparado una disolución disolviendo 9 gramos de glucosa en 100 cm3 de agua; calcular: a) La concentración en g/L. b) La concentración en %. c) La molaridad. d) La molalidad. 74.- Calcular la molaridad de una disolución preparada pesando 5 gramos de K2CO3 y enrasando con agua hasta 500 cm3. 75.- ¿Cuál es la densidad (en g/L) del gas propano (C3H8) a 25 ºC de temperatura y 1 atm de presión? 76.- Calcular el peso molecular de un gas desconocido sabiendo que tiene una densidad de 1,29 g/L en condiciones normales, es decir, 0 ºC de temperatura y 1 atm de presión. 77.- ¿Qué volumen de ácido clorhídrico (HCl), del 36% de riqueza y densidad = 1,18 g/ cm3, debe tomarse para preparar 250 cm3 de una disolución 1,5 molar de HCl?. 78.- Se prepara una disolución disolviendo 5 gramos de BaCl2 en 95 gramos de agua. Calcular: a) La concentración en g/L. b) La concentración en %. c) La molaridad. d) La molalidad. 79.- Una disolución acuosa de densidad 1,022 g/cm3 contiene 12 gramos de azúcar (C12H22O11) en 200 mL. Calcular la concentración en: a) g/L b) % en peso de azúcar. c) Molaridad (M). d) Molalidad (m). 80.- Se pretende comprobar si un recipiente resiste 10 atmósferas de presión para lo cual se llena con aire a 0 ºC y 5 atmósferas y se calienta. Suponiendo constante el volumen del recipiente: ¿Qué temperatura debería alcanzar el recipiente como mínimo?

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La materia y sus transformaciones

81.- Disponemos de una masa de 3,49 g de acetileno que, en condiciones normales, ocupan un volumen de 3 l. Determina: a) La densidad del acetileno en las condiciones dadas. b) La masa molecular del acetileno. 82.- Se abre la válvula que hay entre un tanque de 5 litros que contiene un gas A a 9 atm de presión y otro tanque de 10 litros que contiene un gas B a 6 atm de presión. Si la temperatura no varía, calcula la presión parcial de cada uno de los gases y la presión total cuando alcance el equilibrio. 83.- ¿Qué volumen de agua hay que añadir a 200 ml de una disolución 0,2 M de cloruro sódico para disminuir su concentración a 0,05 M?. Calcula la fracción molar del cloruro sódico en la disolución final. 84.- ¿Cuál es la presión parcial de cada uno de los gases de una mezcla que a 740 mmHg contiene un 78 % de nitrógeno, un 20 % de oxígeno y un 2 % de dióxido de carbono? 85.- En 35 g de agua se disuelven 5 g de cloruro de hidrógeno. La densidad de la disolución resultante es 1,06 g/cm3. Hallar su concentración: a) En porcentaje en peso. b) En gramos/litro. c) En molaridad. 86.- Se necesitan 200 ml de una disolución acuosa de amoniaco 4 M. En el laboratorio se dispone de una disolución más concentrada, al 23 % en masa, cuya densidad es 0,914 g/ml. Calcula los mililitros de esta última necesarios para preparar los 200 ml que necesitamos. 87.- Se toman 50 ml de una disolución de H3PO4 del 60% en masa, cuya densidad es 1,64 g/cm3, y se diluye hasta alcanzar un volumen total de 500 ml. Calcula la molaridad de la disolución obtenida. 88.- El aire seco tiene la siguiente composición volumétrica: N2 78,084 %, O2 20,946 %, Ar 0,934 %, CO2 0,033 % y otros gases 0,002 %. Su densidad en condiciones normales es 1,2929 g/dm3. Calcula las presiones parciales de los distintos componentes. 89.- El aire contiene, aproximadamente, un 21% de oxígeno y un 79% de nitrógeno en volumen. a) ¿Qué relación habrá entre el número de moléculas de ambos gases? ¿En virtud de qué ley? b) ¿Qué relación habrá entre sus presiones parciales? ¿Por qué? 90.- Se inyectan 0,05 ml de agua en un recipiente de 1,00 l. La temperatura del sistema se mantiene a 27 ºC. Calcule cuánta agua permanecerá en estado líquido al establecerse el equilibrio. La densidad del agua a 27 ºC es 996,5 kg/m3 y la presión de vapor del agua a 27 ºC 26 mmHg. 91.- Un recipiente de 4 litros contiene nitrógeno a 25 ºC y 604 mm Hg y otro recipiente de 10 litros contiene helio a 25 ºC y 354 mm Hg. Se mezclan ambos gases conectando los dos recipientes mediante un tubo de volumen despreciable. Calcular: a) Las presiones parciales de cada gas y la presión total de la mezcla. b) La fracción molar del nitrógeno en la mezcla y la composición de ésta en porcentaje en peso.

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92.- Un vendedor ambulante de globos tiene una bombona de hidrógeno cuya capacidad es de 30 litros. El gas está a una presión de 9,87 Atm y una temperatura de 25 ºC. Calcula cuántos globos de 2 litros, medidos a 0,987 Atm y 22 ºC puede rellenar con el contenido de la bombona.

f) Cálculos estequiométricos: 93.- Igualar por tanteo las siguientes reacciones: a) Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  CaSiO3 + P + CO b) C6H6 + O2  CO2 + H2O c) Al + H2SO4  Al2(SO4)3 + H2 d) CaH2 + H2O  Ca(OH)2 + H2 e) HCl + Ba(OH)2  BaCl2 + H2O 94.- El carburo cálcico reacciona con el agua de la siguiente forma: CaC2 + H2O  C2H2 + Ca(OH)2 si se parte de 5 gramos de CaC2 de riqueza 90%, ¿Cuántos litros de acetileno (C2H2) se obtendrán en condiciones normales?. 95.- Si 50 gramos de CO reaccionan con 35 gramos de Cl2 para dar 40 gramos de COCl2 según la reacción: CO + Cl2  COCl2 Calcular el rendimiento de la reacción. 96.- Se tienen dos toneladas de caliza (CaCO3) del 95 % de riqueza y se pide calcular el número de Kg de CaO que se pueden obtener según la reacción: CaCO3  CaO + CO2 97.- Si tenemos 12 gramos de glucosa (C6H12O6), calcular: a) La reacción química de su combustión ajustada. b) El peso de agua que se obtiene. c) El volumen de CO2 que se obtiene a 17 ºC y 720 mmHg. d) La cantidad de aire necesario para la combustión medido en condiciones normales (composición volumétrica de aire: 21% de O2 y 79% de N2). 98.- Calcular el volumen de aire necesario para la combustión completa de un Kg. de butano (C4H10), sabiendo que la composición volumétrica (o molar) del aire es de 21% de O2 y 79 % de N2. 99.- El anhídrido sulfuroso se oxida mediante catálisis a anhídrido sulfúrico según la reacción: SO2 (g) + O2  SO3 (g) Ajusta la reacción y calcula los pesos de SO2 y de O2 necesarios para obtener 100 litros de SO3 medidos en condiciones normales.

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La materia y sus transformaciones

100.- El amoniaco se oxida a óxido nítrico según la reacción:  4 NO + 6 H2O 4 NH3 + 5 O2 a) ¿Qué peso de óxido nítrico se puede obtener con 25 Kg de NH3?. b) ¿Qué volumen de O2 a 1 atm y 600 ºC reaccionarán con 25 Kg de amoniaco?. 101.- Sea la reacción: ac. selenioso + piroarseniato férrico  selenito férrico +óxido arsénico + agua. calcular: a) Las cantidades de cada uno de los reactivos necesarios para obtener 3 gramos de selenito férrico. b) La cantidad máxima de selenito férrico que se podrá obtener con 3 gramos de ácido selenioso y 3 de piroarseniato férrico. c) ¿Qué cantidad de óxido arsénico se obtendrá en el apartado b). 102.- El anhídrido nitroso y el óxido de aluminio, forman al reaccionar nitrito alumínico: a) Calcula el rendimiento de la reacción si con 20 gramos de óxido alumínico y la cantidad de óxido nitroso necesaria se obtienen 52 gramos de nitrito alumínico. b) Sabiendo el rendimiento calculado en a), calcular las cantidades de cada reactivo necesarias para obtener 9 gramos de nitrito alumínico. 103.- De los 87 gramos de un mineral, supuestamente formado por carbonato potásico, se extraen 42,3 gramos de potasio puro con un método de extracción 100 % rentable. Calcula la pureza del mineral. 104.- Sea la reacción: anhídrido carbónico + carbonato de aluminio +ácido sulfúrico   bicarbonato alumínico + anhídrido sulfúrico Calcular: a) La máxima cantidad en gramos de bicarbonato que podrá formarse con 2 litros de carbonato alumínico 0,02 M y 200 cc. de ácido sulfúrico 0,5 M, junto con el anhídrido carbónico necesario (suponer el rendimiento de la reacción es del 100%). b) ¿Qué cantidades de carbonato alumínico 0,01 M y de ácido sulfúrico 0,2 M serán necesarias para obtener 1,5 gramos de bicarbonato si el rendimiento fuese del 100 %? c) Repetir el apartado b) pero suponiendo un rendimiento del 67%. d) ¿Cuál sería el rendimiento si con 5 litros de carbonato alumínico 0,04 M y las cantidades de anhídrido carbónico y ácido sulfúrico correspondientes, se obtiene 79,2 gramos de bicarbonato? e) Suponiendo un rendimiento del 100 %, ¿cuántos gramos de carbonato alumínico tendríamos que pesar para que reaccionaran con 2 litros de ácido sulfúrico 0,3 M? ¿cuántos gramos de bicarbonato y de óxido sulfúrico se obtendrán? 105.- Hallar la cantidad de pirolusita de un 72,6 % de dióxido de manganeso, necesaria para obtener por reacción con exceso de ácido clorhídrico concentrado, 25 gramos de cloro según la reacción: dióxido de manganeso + cloruro de hidrógeno  cloruro de manganeso(II) + cloro + agua

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106.- Por acción del bromo sobre hidróxido potásico en caliente, se forman bromuro y bromato potásico más agua. Calcular el volumen de bromo necesario para obtener 50 gramos de bromato potásico. La densidad del bromo es de 3,19 g/mL 107.- Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales que se desprende al calentar 100 gramos de nitrato potásico, el cual se reduce a nitrito potásico. 108.- Al hacer pasar 100 litros de aire a 20 ºC y 740 mmHg a través de una disolución de hidróxido de bario precipitaron 0,296 gramos de carbonato de bario. Calcular el % de dióxido de carbono en el aire. 109.- Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales que es necesario para la combustión de: a) 5 litros de metano. b) 5 litros de acetileno (C2H2) 110.- Se hacen reaccionar 15 litros de hidrógeno con 15 litros de nitrógeno para obtener amoniaco. ¿Cuál será la composición volumétrica final de los gases? 111.- ¿Cuántos ml de sulfuro de hidrógeno en c.n. son necesarios para precipitar en forma de sulfuro de cobre(II) todo el cobre contenido en una disolución de 100 ml que contiene 0,75 gramos de cloruro de cobre (II)? 112.- Al tratar con un ácido 13 gramos de sulfito de sodio heptahidratado (con 7 moléculas de agua en su estructura molecular), se desprenden 1,2 litros de dióxido de azufre a 27ºC y 770 mmHg ¿cuál es la pureza de la sal? 113.- El bicarbonato sódico es un remedio casero para la "acidez de estómago", reacciona con el HCl del estómago liberando dióxido de carbono y agua según la reacción: HCO3- (ac) + H+ (ac) 

CO2 (g) + H2O (l)

a)

¿Cuántos gramos de bicarbonato sódico son necesarios para neutralizar 100 ml de jugo gástrico de acidez excesiva (equivalente al HCl 0,1 M)? b) ¿Cuál sería el volumen de dióxido de carbono que se producirá teniendo en cuenta que la temperatura del cuerpo humano es de 37ºC y la presión de 1 atm.? 114.- Se desea preparar 1,5 dm3 de una disolución 0,4 M de ácido clorhídrico. Para ello se parte de una disolución de ácido clorhídrico al 36% y cuya densidad es de 1,179 g/cm3. a) ¿Qué volumen de esta última disolución será necesario?. b) ¿Qué volumen de la disolución preparada se necesita para obtener 22,5 g de cloruro de bario? 115

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¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado, del 98% en masa y densidad 1,84 g/ml se necesita para preparar 100 ml de ácido sulfúrico del 20% en masa y densidad 1,14 g/ml?. ¿Qué volumen de esta última disolución se necesitará para neutralizar a 1,2 g de hidróxido de sodio?

La materia y sus transformaciones

116.- El carbonato de magnesio reacciona con el ácido fosfórico (tetraoxofosfato (V) de hidrógeno) y da lugar a fosfato de magnesio, dióxido de carbono y agua. a) Escribir y ajustar la reacción. b) Se mezclan 72 g de carbonato de magnesio y 37 ml de ácido fosfórico (densidad 1,34 g/ml y riqueza del 50% en masa). Calcular el volumen de dióxido de carbono que se obtiene medido sobre agua a 23 ºC y presión total de 743 mmHg. Presión de vapor de agua a 23 ºC = 21 mm Hg. 117.- El clorato de potasio reacciona con el azufre produciendo cloruro de potasio y desprendiendo dióxido de azufre. Calcula, si se ponen a reaccionar 20 g de clorato de potasio con 10 g de azufre: a) La masa de cloruro de potasio que se forma. b) El volumen desprendido de dióxido de azufre medido a 22 ºC y 758 mm Hg. 118.- El carburo de silicio reacciona con el hidróxido de potasio y con el agua, produciendo silicato de potasio, carbonato de potasio e hidrógeno. Calcula qué volumen de hidrógeno, recogido sobre agua a 17 ºC y 758 mmHg, se obtendría si se introduce medio gramo de carburo de silicio en medio litro de disolución 0,04 M de hidróxido de potasio. Presión de vapor del agua a 17 ºC, Pv = 14,5 mmHg. 119.- Al añadir agua a 80 g de carburo de calcio, CaC2, se produce hidróxido de calcio y acetileno, C2H2. ¿Qué volumen de oxígeno a 20 ºC y 747 mmHg se consumirán en la combustión del acetileno obtenido?. 120.- Dos reacciones características del alto horno son: 1) Formación del monóxido de carbono (g) a partir de carbono (s) y de dióxido de carbono (g). 2) Reducción del óxido de hierro (III) con el monóxido de carbono de la reacción 1) dando lugar a hierro y dióxido de carbono (g). a) Escribir y ajustar ambas reacciones. b) Calcular la masa de carbono que se necesita para desprender según la reacción 1) el monóxido de carbono necesario para reducir 100 kg de óxido de hierro (III), según la reacción 2). 121.- En el análisis de una muestra de blenda de riqueza desconocida, en la que todo el azufre se encuentra combinado como sulfuro de cinc, se tratan 0,9364 g de mineral con ácido nítrico concentrado. Todo el azufre pasa al estado de ácido sulfúrico y éste se precipita como sulfato de bario. El precipitado se filtra, se lava, se seca y se pesa. Se han obtenido 1,878 g de sulfato de bario. Calcula el tanto por ciento de sulfuro de cinc en la muestra de blenda analizada.

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122.- Se dispone de una muestra de 12 g de un cinc comercial e impuro que se hace reaccionar con una disolución de ácido clorhídrico del 35% en masa y 1,18 g/ml de densidad. a) Escriba la ecuación del proceso que tiene lugar. b) Determine la concentración molar del ácido. c) Si para la reacción del cinc contenido en la muestra se han necesitado 30 ml del ácido, calcule el porcentaje de cinc en la muestra inicial. 123.- Una muestra de 0,136 g de una aleación de aluminio y cinc desprende 129 ml de hidrógeno (medidos a 27 ºC y 1 atm de presión) cuando se trata con exceso de ácido clorhídrico. Calcula el porcentaje en masa de ambos metales en la aleación. 124.- Se trataron 2 g de una mezcla de magnesio y óxido de magnesio con exceso de ácido clorhídrico diluido; se recogieron 510 cm3 de gas hidrógeno sobre agua, a 20 ºC, siendo la presión de 742 mmHg. Calcular: a) Cuántos moles de hidrógeno se formaron. b) Porcentaje en masa de magnesio en la muestra inicial. Presión de vapor de agua a 20 ºC = 17,5 mmHg. 125.- Se calienta una muestra de 635 g de sulfato de cobre (II) pentahidratado hasta su descomposición completa en agua, trióxido de azufre y óxido de cobre (II). Calcular: a) Volumen de vapor de agua desprendido, medido a 200 ºC y 550 mmHg de presión. b) Molaridad de la disolución de ácido sulfúrico que se obtendrá al recoger la totalidad del trióxido de azufre en agua, completando hasta un litro de disolución. 126.- El proceso de obtención del ácido sulfúrico a partir de la pirita puede ser representado mediante las ecuaciones: 4 FeS2 + 11 O2  2 Fe2O3 + 8 SO2 2 SO2 + O2  2 SO3 SO3 + H2O  H2SO4 a)

Calcula la masa de pirita que se necesita para obtener 100 kg de ácido sulfúrico suponiendo que la pirita es FeS2 puro y que la reacción tiene un rendimiento del 100%. b) Calcula la masa de pirita del 90% en FeS2 que se necesita para obtener 100 kg de ácido sulfúrico suponiendo que el rendimiento global del proceso es del 80 %. 127.- Una empresa se dedica a la fabricación de fósforo. Una partida se ha impurificado con azufre. Para determinar el grado de impureza se toma una muestra de 4 g y se quema, obteniéndose como resultado de la combustión 8,3 g de una mezcla de dióxido de azufre y decaóxido de tetrafósforo. Calcula los gramos de azufre existentes en la mezcla inicial.

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La materia y sus transformaciones

128.- Se disuelve en ácido nítrico una moneda de plata de 2,5 g. Cuando se añade cloruro de sodio a la disolución resultante la plata precipita recogiéndose 3 g de cloruro de plata. Determina el porcentaje de plata en la moneda. 129.- Algunos tipos de cerillas de madera empleaban un sulfuro de fósforo como material inflamable para la cabeza de la cerilla. El sulfuro se prepara calentando una mezcla de azufre y fósforo rojo. 4 P(s) + 3 S(s)  P4S3. En una operación ordinaria industrial, en la que se utilizaron las proporciones de reactivos señaladas por la estequiometría, se obtuvo el producto con un rendimiento del 82 % ¿Qué masa de fósforo se empleó para la producción de 18 Tm de sulfuro de fósforo? 130.- Un carbón de coque contiene 80% de C y 20% de cenizas en masa. Calcula el volumen de aire en condiciones normales que se necesita para la combustión completa de 1,00 kg de este carbón. Nota: Considérese el aire con la siguiente composición volumétrica: 80 % de nitrógeno y 20% de oxígeno. 131.- Para disolver 10,7 g de una mezcla de cinc con monóxido de cinc se necesitaron 100 g de una disolución de ácido clorhídrico al 10,22%. Calcula la composición de la mezcla de cinc y óxido de cinc. 132.- Al disolver en ácido nítrico diluido 3,04 g de una mezcla de Fe y Cu se desprendieron 0,986 l de NO en condiciones normales. Calcula la composición de la mezcla. 3 Cu + 8 HNO3  3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O Fe + 4 HNO3  Fe(NO3)3 + NO + 2 H2O 133.- Si mezclamos una disolución de sulfuro de sodio con otra de nitrato de plata aparece un precipitado negro de sulfuro de plata de acuerdo con la reacción siguiente: Na2S (aq) + 2 AgNO3 (aq)  2 NaNO3 (aq) + Ag2S (s) Si en un matraz se mezclan 200 cm3 de una disolución 0,1 M de sulfuro de sodio con 200 cm3 de una disolución que contiene 1,70 g de nitrato de plata por litro ¿Qué cantidad de sulfuro de plata precipitará? 134.- Se diluyen 10,03 g de vinagre hasta 100 cc. y se valora una muestra de 25 ml con disolución de Ba(OH)2 1,76.10-2 M, gastándose 34,30 cm3 ¿Cuál es el porcentaje de ácido acético en el vinagre? 135.- Cuando se quema magnesio (metal) en el aire se forma una mezcla de óxido de magnesio y nitruro de magnesio sólidos. 1,793 g de magnesio producen 2,844 g de la mezcla de los compuestos citados. Calcular el porcentaje en peso que corresponde a cada compuesto en la mezcla resultante.

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El átomo

3.- EL ÁTOMO. 3.1.- Introducción.

........................................................................ 54

3.2.- Experiencias sobre la naturaleza eléctrica de la materia ... 54 3.2.1.- El electrón .................................................................................... 3.2.2.- El modelo atómico de Thomson .................................................. 3.2.3.- El protón ................................................................................... 3.2.4.- El átomo de Rutherford ................................................................ 3.2.5.- El neutrón .....................................................................................

54 55 55 56 57

3.3.- El núcleo atómico : Isótopos ................................................. 58 3.3.1.- La radiactividad ......................................................................... 58

3.4.- Naturaleza dual de la luz

.................................................... 60

3.5.- Espectros atómicos. El espectro del átomo de hidrógeno ... 60 3.6.- Modelo atómico de Bohr ...................................................... 64 3.7.- Mecánica cuántica

............................................................... 69

3.7.1.- Orígenes de la mecánica cuántica ................................................ 3.7.2.- Los números cuánticos ................................................................. 3.7.3.- Inconvenientes de la mecánica cuántica ...................................... 3.7.4.- Configuraciones electrónicas .......................................................

70 70 74 75

3.8.- Evolución histórica del Sistema Periódico ......................... 76 3.9.- Estructura electrónica y sistema periódico ......................... 78 3.10.- Tabla periódica y propiedades físicas y químicas ............. 79 3.10.1.- Propiedades eléctricas ................................................................... 3.10.2.- Energía de ionización ................................................................... 3.10.3.- Afinidad electrónica ...................................................................... 3.10.4.- Electronegatividad ........................................................................ 3.10.5.- Radio atómico e iónico .............................................................. 3.10.6.- Estados de oxidación .................................................................. Tabla Periódica ..........................................................................

79 80 81 82 82 83 84

3.11.- Problemas y cuestiones ........................................................ 85

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3.1.- Introducción. Desde la aparición de la teoría atómica de Dalton, han sido muchas las experiencias que han dado la evidencia de que los átomos no eran indivisibles, sino que estaban formados por partículas subatómicas; y estos descubrimientos dieron lugar a la elaboración de modelos teóricos a cerca de la estructura del átomo. En este tema vamos a conocer a fondo cómo es el átomo, describiendo las experiencias y los modelos atómicos que surgieron a lo largo de la historia.

3.2.- Experiencias sobre la naturaleza eléctrica de la materia. 3.2.1.- El electrón. Si en un tubo de rayos catódicos introducimos un gas a muy baja presión y le aplicamos un alto voltaje entre los electrodos, se observa la formación de unos rayos que van del cátodo al ánodo (rayos catódicos). Se trataba de partículas materiales ya que si colocábamos en su trayectoria un molinillo de aspas muy finas, éstas giraban al chocar sobre ellas los rayos catódicos y además tenían que ser de carga negativa puesto que se dirigían al polo positivo y podían ser desviadas por la acción de campos magnéticos.

Si en el tubo se aplicaba el vacío el fenómeno también ocurría. A estas partículas se las llamó electrones. Sea cual fuese el material del cátodo o el gas del tubo, las partículas emitidas eran siempre las mismas, lo que llevó a la idea de que los electrones eran un constituyente fundamental de todos los átomos. Años más tarde, en 1909, Millikan, mediante un famoso experimento a través de campos eléctricos y magnéticos, pudo determinar que:

masa del electrón = 9'18.10-31 Kg. carga del electrón = - 1'602.10-19 C.

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El átomo

3.2.2.- El modelo atómico de Thomson. El descubrimiento de los electrones y de los rayos catódicos supuso toda una revolución ya que ponía en evidencia que la teoría atómica de Dalton podía tener fallos: los átomos no eran indivisibles sino que estaban formados por partículas más pequeñas. Pero, todo ésto planteó nuevos interrogantes: ¿cómo era el átomo en su interior?, ¿cuál era su estructura? La primera hipótesis la emitió Joseph John Thomson en 1904 al suponer que: "El átomo está constituido por una esfera material, pero de carga eléctrica positiva, dentro de la cual se encontraban embebidos los electrones necesarios para neutralizar dicha carga y distribuidos en una ordenación que depende del elemento correspondiente". Este modelo explicaba el fenómeno de los rayos catódicos ya que el átomo así constituido desprendía electrones al provocar una diferencia de potencial elevada entre los electrodos del tubo de rayos catódicos.

3.2.3.- El protón. Si la materia es eléctricamente neutra y está compuesta por partículas de carga negativa, (electrones), es de esperar que también existan partículas de carga positiva. La primera evidencia experimental de la existencia de dichas partículas fue dada por Goldstein en 1886 usando también un tubo de descarga de gases en el que se habían practicado unos orificios en el cátodo (polo negativo). Al mismo tiempo que se producen los rayos catódicos, se producían otros rayos (rayos canales), algunos de los cuales atravesaban los orificios del cátodo para chocar con las paredes del tubo.

Más tarde se demostró que dichas partículas estaban cargadas positivamente y que su relación c/m dependía del gas utilizado en las experiencias.

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La explicación de todos estos fenómenos, era la siguiente: al aplicar un alto voltaje al tubo se desprenden electrones del material que forma el cátodo dirigiéndose hacia el ánodo (polo positivo). Algunos de los electrones chocaban por el camino con las partículas del gas, de las que se desprenden a su vez electrones, quedando las partículas del gas cargadas positivamente y dirigiéndose hacia el cátodo (rayos canales). Se demostró que la más pequeña de estas partículas tenía aproximadamente la misma masa que 1 u.m.a. y una carga positiva de igual magnitud que la del electrón. A esta partícula se la llamó protón.

masa del protón = 1'672.10-27 Kg. carga del protón = + 1'602¨10-19C.

3.2.4.- El átomo de Rutherford. A principios del siglo XX ya se sabía que el átomo estaba constituido por dos partículas: el electrón (e-) y el protón (p+). En 1906 Rutherford llevó a cabo un experimento para comprobar la veracidad del modelo de Thomson, para ello, bombardeó con partículas alfa, "α", (núcleos de átomos de He, es decir, partículas con dos cargas positivas), una lámina de oro de unos 500 A° de espesor. Según el modelo de Thomson, al tener el átomo la carga positiva uniformemente repartida por todo el volumen del átomo y ser de densidad muy baja, sólo debería ejercer débiles fuerzas eléctricas de repulsión sobre las partículas alfa y por lo tanto deberían pasar todas sin sufrir modificaciones significativas de su trayectoria, sin embargo, Rutherford se encontró con un hecho sorprendente: a) La mayoría de las partículas, efectivamente, atravesaban la lámina de oro sin desviarse, pero lo sorprendente del experimento era que: b) unas pocas se desviaban de su trayectoria y muy pocas incluso rebotaban (una de cada 8000 se desviaba más de 90º con respecto a su trayectoria inicial). El mismo Rutherford describe su asombro ante tal resultado con estas palabras: "...Esto era lo más increíble que me había ocurrido en mi vida. Tan increíble como si dispararas un proyectil de 15 pulgadas, contra una hoja de papel de seda y rebotara de vuelta hacia ti”

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El átomo

Para explicar este fenómeno, Rutherford, en 1911, emitió una serie de hipótesis acerca de la estructura interna del átomo: a) La mayoría del espacio de los átomos está libre de partículas. b) Los átomos contienen en el centro un núcleo positivo constituido por protones y donde está concentrada casi toda la masa del átomo. c) Los e- forman una corteza extranuclear y deberán moverse continuamente para no precipitarse sobre el núcleo debido a la atracción electrostática. d) El tamaño del núcleo es de diez a cien mil veces menor que el tamaño del átomo, (existe un gran vacío).

3.2.5.- El neutrón. Ya en 1920, el mismo Rutherford, supuso que el núcleo de los átomos estaba constituido por protones y además parejas protón - electrón, que denominó neutrones. Sin embargo, fue en 1932 cuando, al poder determinar con mayor precisión la relación carga / masa de algunos iones, James Chadwick pudo demostrar la existencia de un tercer componente del átomo, el neutrón, que no poseía carga eléctrica y tenía una masa similar a la del protón. Partícula Electrón Protón Neutrón

Masa en Kg 9,108.10-31 1,672.10-27 1,675.10-27

Masa en umas 0,00055 1,00759 1,00898

Carga en C - 1,602.10-19 + 1,602.10-19 0

Carga relativa -1 +1 0

Aunque nosotros trabajaremos con estas tres partículas, electrones, protones y neutrones, debemos saber que la subdivisión continúa. En 1964 Gell-Mann y Zweig propusieron la teoría de los Quarks. Esta considera que en el átomo existen dos docenas de partículas, en su mayoría inestables de forma aislada y algunas de ellas incluso con carga fraccionaria, que pueden agruparse en dos familias: los leptones y los guarks. Son de un interés especial las llamadas antipartículas: el positrón, el antiprotón y el antineutrón que son partículas de idéntica masa que sus homónimas pero con carga de distinto signo. Las antipartículas son estables de forma aislada, pero cuando se encuentran con sus equivalentes, se aniquilan mutuamente transformándose en energía por completo. Hay teorías que suponen la existencia de galaxias enteras formadas por antimateria. Puedes encontrar más información en la siguiente página web: http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/teoria/quark/spa_home.html

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3.3.- El núcleo atómico. Hoy se sabe que el núcleo de cualquier átomo está constituido por protones y neutrones. A partir de ellos, se define: - Z: número atómico = nº protones del núcleo = nº electrones si el átomo está neutro. - A: número másico = nº protones + nº neutrones = partículas que hay en el núcleo. Si dos átomos poseen el mismo número atómico Z, pertenecen al mismo elemento. Es decir, que un elemento queda perfectamente definido dando su número atómico; sin embargo, para dar más información, también se suele dar el número másico, representándose de la siguiente manera:

por ejemplo: 13

C C 14 N 14

  

6 protones, 6 electrones y 7 neutrones 6 protones, 6 electrones y 8 neutrones 7 protones, 7 electrones y 7 neutrones

con frecuencia, como vemos, el número atómico se omite, ya que al dar el símbolo del elemento queda perfectamente definido. Los isótopos son átomos de un mismo elemento, (por tanto, igual número atómico) con distinto número másico A, es decir, poseen diferente número de neutrones en su núcleo. 3.3.1.- La radiactividad. Becquerel en 1896 descubrió, de forma casual, que ciertas sales de Uranio emitían espontáneamente radiaciones. Mediante campos magnéticos, se vio que había tres tipos de radiaciones: - α (alfa): Se trata de partículas positivas que hoy se sabe que son núcleos de átomos de He. Poseen poca energía y no pueden atravesar una simple hoja de papel. Rutherford utilizó estas partículas α en su experimento, procedentes de la desintegración radiactiva del Polonio. - ß (Beta): Son partículas, cargadas negativamente, de propiedades similares a los rayos catódicos. Son, por tanto, electrones. Poseen una energía media y se detienen con una plancha de aluminio de un milímetro. - γ (Gamma): No tiene carga ni masa. Es energía pura similar a la luz pero de longitud de onda más pequeña. Para detenerla necesitamos una capa de plomo de unos 22 cm de ancha. 58

El átomo

La radiactividad natural es debida a la ruptura espontánea de los núcleos. Una indicación de la estabilidad de estos núcleos, es la relación neutrón/protón (N/P). Para los 20 primeros elementos, la relación es aproximadamente 1 y a partir de masa atómica 40, los núcleos se van enriqueciendo de neutrones para neutralizar la repulsión de los protones (por ejemplo, el isótopo 238 del Uranio tiene 92 protones y 146 neutrones). A pesar de todo, los núcleos más abundantes poseen una relación N/P inferior a 1'2 y no se hallan núcleos estables con N/P superior a 1'6. Sin embargo, a partir del número atómico 83, la repulsión de los protones es tan grande, que neutrones adicionales ya no pueden estabilizar el núcleo, y estos núcleos muy pesados se descomponen espontáneamente ya sea con radiación α, ß y/o γ.

Soddy formuló las siguientes leyes que rigen los procesos de desintegración radiactiva: 1.- Cuando un núcleo emite una partícula α, su número másico disminuye en 4 unidades y su número atómico en 2. 2.- Cuando un núcleo emite una partícula ß, su número másico no se modifica y su número atómico aumenta en una unidad. 3.- Cuando un núcleo emite una partícula γ, no varía ni su número másico ni su número atómico, sólo pierde cierta cantidad de energía (que debe ser múltiplo de un cuánto de energía). La estructura de los núcleos puede perturbarse artificialmente bombardeándolos con neutrones u otras partículas y se producen entonces núcleos inestables que se descomponen espontáneamente emitiendo radiaciones α, ß y γ, es la llamada radiación artificial. Así se han obtenido isótopos radiactivos de casi todos los elementos. Algunos de ellos tienen aplicaciones de interés científico, por ejemplo:

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a) Seguir la marcha de una molécula "marcada" en una determinada reacción química. b) Calcular la edad de ciertos materiales orgánicos, (C14) c) Prevenir y curar determinados tipos de enfermedades. d) Conservación de alimentos. e) Combatir determinadas plagas de insectos. f) Obtención de especies vegetales de mayor rendimiento.

3.4.- Naturaleza dual de la luz. Si tiramos una piedra en una piscina donde está flotando un objeto, observamos la superficie del agua subiendo y bajando, y como esta perturbación se va propagando de forma periódica, es decir, a intervalos regulares. Sin embargo, el flotador no se desplaza. Podemos definir una onda como: “La propagación de una perturbación vibracional en la cual se transmite energía pero no materia”. En los siglos XVIII y XIX, se apuntaba hacia la idea de que la luz poseía una naturaleza ondulatoria, es decir se podía representar mediante la ecuación de una onda que se caracteriza por tener una serie de parámetros como:

λ - Longitud de onda: Distancia entre dos máximos consecutivos, (se miden en A° debido a que dichas distancias son muy pequeñas). T - Período: tiempo en el que la onda recorre un espacio igual a la longitud de onda. Se mide en segundos. υ - Frecuencia: Es el número de longitudes de onda que pasan por un determinado punto en un segundo. Se mide en Hz (hertz o sg-1 ). Evidentemente es la inversa del período. 1 υ= T υ - Número de onda: Es el número de longitudes de onda que hay en un centímetro, (se mide en cm-1) y es la inversa de la longitud de onda. Estos enunciados, para el caso de la luz, se pueden expresar matemáticamente de la siguiente manera: la luz por propagarse con M.R.U. cumple la ecuación: v = e/t, y como v = c=3.108 m/s, y e= λ para t=T, se puede poner que:

λ c=

= λ.υ T

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El átomo

es decir:

υ = frecuencia =

velocidad c = longitud de onda λ

A principios del siglo XX, Planck y Einstein encontraron que la teoría ondulatoria de la luz no explicaba ciertos hechos experimentales. Por ejemplo, cuando se irradia luz sobre la superficie de ciertos metales, estos emiten electrones. Este hecho no sería extraño si se pensase que la luz como fuente de energía interactúa con la materia arrancando electrones. Por lo tanto, sería de esperar que si se aumentase la intensidad de la luz, los electrones saliesen con más velocidad, sin embargo, lo que ocurre, es que ha medida que aumenta la intensidad de la luz, el número de electrones que salen aumenta, pero todos ellos salen con la misma velocidad y para conseguir que aumente la velocidad de salida de los electrones hay que aumentar la frecuencia de la luz suministrada. Este fenómeno fue explicado por Planck en 1900 imaginando que la luz está compuesta por paquetes de ondas llamados cuantos o fotones, es decir, que la luz posee una naturaleza corpuscular. Cada fotón posee una determinada energía que sólo depende de su frecuencia: E = h. υ donde “υ” es la frecuencia de la luz y “h” la llamada constante de Planck cuyo valor es de 6'67.10-34 J.s. A mayor frecuencia mayor energía de la luz incidente y como la frecuencia es inversamente proporcional a la longitud de onda, a menor longitud de onda, mayor energía. En el siguiente gráfico se muestra desde las ondas menos energéticas, que son las ondas de radio hasta las más energéticas que son los rayos γ:

Para liberar un electrón hace falta una energía mínima h..υo, donde υο es la frecuencia umbral y por debajo de ella no se arrancan electrones. A medida que la frecuencia aumenta, la energía es mayor y por tanto la velocidad de salida de los e- aumenta. Sin embargo, si aumenta la intensidad de la luz se aumenta el número de fotones, pero no la energía de éstos, por lo tanto saldrán más e- pero todos con la misma velocidad. Hay ciertos fenómenos de la luz que no se pueden explicar por la teoría corpuscular de la luz y sólo son explicables atendiendo a la teoría ondulatoria, por eso se habla de la naturaleza dual de la luz (onda y corpúsculo). Se ha observado que cuando la luz interactúa con los átomos, éstos absorben radiación electromagnética incluso por debajo de la frecuencia umbral, sin embargo, cada átomo absorbe únicamente luz de determinadas frecuencias. Hay aparatos que registran estas frecuencias o longitudes de onda de la radiación absorbida, denominados espectroscopios.

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3.5.- Espectros atómicos. El espectro del átomo de Hidrógeno. Un espectro puede definirse como el análisis de las distintas longitudes de onda emitidas por un foco luminoso. Todo rayo de luz de una determinada longitud de onda, tiene como imagen en el espectro una y sólo una raya de la misma longitud de onda y frecuencia.

El espectro visible, dentro del espectro electromagnético se extiende entre las longitudes de onda de 3800 A° a 7400 A°, con los siete colores del arco iris; no obstante el espectro se prolonga para longitudes de onda inferiores y superiores:

Hay dos tipos de espectros: a) espectro de emisión: Cuando los átomos de un determinado elemento se calientan a una cierta temperatura mediante la llama o el arco eléctrico, éstos se excitan y emiten luz de unas determinadas longitudes de onda que pueden separarse por métodos físicos (prismas), e impresionan una placa fotográfica llamada espectro de emisión.

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El átomo

La siguiente representación corresponde al espectro de emisión del átomo de hidrógeno:

este es un esquema de la imagen del espectro de emisión del átomo de hidrógeno:

b) espectro de absorción: Se consigue al hacer pasar una luz blanca (que contiene todos los colores o frecuencias) a través de la muestra gaseosa, la cual absorbe parte de dicha energía. La luz que sale de la muestra (no absorbida) se descompone por medio de un prisma y contendrá todas las frecuencias menos las que haya absorbido la muestra, y se estudiarán las ausencias, es decir, líneas que le faltan a la luz blanca. En la representación siguiente se muestra cómo se realiza el espectro de absorción del átomo de hidrógeno:

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A continuación tienes una representación del espectro de absorción del átomo de hidrógeno:

Cada elemento o sustancia tiene unos espectros de emisión y absorción característicos. Los de emisión se utilizan con mayor frecuencia ya que aparecen más líneas que además pueden asociarse en unas series representativas, por ejemplo, para el átomo de hidrógeno se denominan con el nombre del investigador que las descubrió:

1ª serie: Lyman (1916): 2ª serie: Balmer (1885): 3ª serie: Paschen (1908): 4ª serie: Brackett (1922): 5ª serie: Pfund (1927): 6ª serie: Humphreys (1952):

está en el espectro ultravioleta. espectro visible y ultravioleta. espectro infrarrojo. espectro infrarrojo. espectro infrarrojo. espectro infrarrojo.

Las líneas espectrales del átomo de hidrógeno obedecen a una expresión matemática experimental muy simple determinada por Rydberg:   1 1   υ = = RH ⋅ − n2 λ ni2    f

__

1

con nf = 1 y ni = 2,3,4, ... serie Lyman con nf = 2 y ni = 3,4,5, ... serie Balmer con nf = 3 y ni = 4,5,6, ... serie Paschen ... con nf = 6 y ni = 7,8,9, ... serie Humphreys

3.6.- Modelo atómico de Bohr. No hubo ningún científico que propusiera una teoría que explicara el fenómeno de los espectros hasta que Bohr, proponiendo su modelo atómico, en 1913, los explicó. Dicho modelo se puede resumir en los siguientes puntos:

64

El átomo

a) El electrón del átomo de Hidrógeno describe una órbita circular alrededor del núcleo. b) En el átomo, el electrón sólo puede estar en ciertos estados permitidos (determinadas órbitas). Cada una de estas órbitas tiene una energía fija y definida. c) El menor estado energético en el que el e- puede encontrarse se llama estado fundamental. Cuando el e- se encuentra en un estado energético más elevado (estado excitado), puede "saltar" a otro menor emitiendo un cuanto de energía h.υ, correspondiente a las diferencias de energías de los dos estados. d) Sólo pueden existir aquellos estados del movimiento electrónico cuyo momento angular (m.v.r), sea múltiplo de h/2π. Esto indica que la energía sólo puede tener ciertos valores, es decir, está cuantificada, y en cualquiera de las órbitas permitidas se debe cumplir que la fuerza centrípeta que actúa sobre el e-,(me.v²/r), sea igual a la fuerza de atracción electrostática (K.e²/r²). Bohr realizó una demostración matemática muy compleja para comprobarlo pero que escapa de nuestro nivel; nosotros vamos a realizar otra que, sin ser rigurosa, nos puede servir para comprenderlo mejor:

me ⋅ v 2 K ⋅ e 2 = 2 r r

→

me ⋅ v

K ⋅ e2 = r

2

(1)

por otra parte según el cuarto postulado:

me ⋅ v ⋅ r = n ⋅

(2)

h 2π

si eliminamos la velocidad (v) de las dos expresiones:

me2

de (2) elevándola al cuadrado:

h2 ⋅v ⋅r = n ⋅ 2 4π 2

2

2

(3)

dividiendo ordenadamente (3) y (1):

(3) (1)

→

h2 me2 ⋅ v 2 ⋅ r 2 4π 2 = e2 me ⋅ v 2 K⋅ r n2 ⋅

que simplificando y despejando el valor del radio de la órbita:

n2 ⋅ h2 r= 2 4π ⋅ me ⋅ K ⋅ e 2

(4 )

que es la expresión de los radios de las órbitas permitidas. A “n” se le llama número cuántico principal y puede tomar valores enteros positivos desde 1 hasta infinito.

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Por otra parte la energía total del electrón (e-) será la suma de su energía potencial eléctrica más su energía cinética:

ET = E p + Ec = −

K ⋅ e2 1 + me ⋅ v 2 2 r

que teniendo en cuenta la expresión (1):

me ⋅ v

2

K ⋅ e2 = r

K ⋅ e2 1 K ⋅ e2 1 K ⋅ e2 =− ⋅ + ⋅ ET = − 2 r r r 2

(5)

si sustituimos el valor del radio dado por la ecuación (4):

2π 2 ⋅ K 2 ⋅ e ⋅ me 1 ⋅ 2 ET = − h2 n

(6)

además uno de los postulados del modelo atómico de Bohr dice:

h ⋅ υ = Ei − E f luego:

h ⋅υ =

2π 2 ⋅ K 2 ⋅ e ⋅ me h2

1 1 ⋅ 2 − 2  n f ni 

2π 2 ⋅ K 2 ⋅ e ⋅ me υ= = = c λ h2 __

υ

__

υ=

1

1 1 = A⋅  2 − 2  λ  n f ni  1

1 1 ⋅ 2 − 2  n f ni 

(7 )

ecuación que coincide con la ecuación experimental de Rydberg y el valor de la ctte K, se aproxima bastante con el valor experimental (Rh). Es la primera vez, en la historia de la ciencia, que una ecuación teórica permite deducir valores experimentales, lo que propició que este modelo tuviese un gran auge.

66

El átomo

Para comprender el modelo atómico de Bohr hay que tener presente dos cosas: a) No todas las órbitas son posibles. Los radios de las permitidas vienen dados por la ecuación (4) que podemos expresar de la siguiente manera, donde K es una constante y n el número cuántico principal:

r = K ⋅ n2

n = 1, 2, 3, 4, ...

como vemos a medida que el número cuántico principal aumenta, el radio crece de forma cuadrática, es decir, que las órbitas están cada vez más alejadas unas de otras conforme nos alejamos del núcleo.

b) No todas las energías son posibles. La energía está cuantizada. Cada órbita tiene una energía fija y definida que viene dada por la ecuación (6):

E=−

K´ n2

n = 1, 2, 3, 4, ...

la energía va creciendo a medida que aumenta el número cuántico principal pero inversamente proporcional a su cuadrado, es decir, que a medida que nos alejamos del núcleo, la energía va aumentando y cada vez en menor proporción, por eso órbitas muy alejadas del núcleo tienen energías muy parecidas, mientras que las más cercanas al núcleo tienen energías muy diferentes:

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Niveles permitidos (para el átomo de hidrógeno) E= 0J E = –0,87 · 10–19 J E = –1,36 · 10–19 J

n=3

E = –2,42 · 10–19 J

n=2

E = –5,43 · 10–19 J

n=1

E = –21,76 · 10–19 J

Energía

n=∞ n=5 n=4

la primera órbita es la que menos energía posee.

c) Cuando un átomo es excitado, mediante una llama o un arco eléctrico, sus electrones ganan energía y pasan a órbitas más energéticas (más alejadas del núcleo) y posteriormente, al enfriarse, vuelven a niveles inferiores emitiendo la diferencia de energía entre las dos órbitas, que viene dada por la ecuación (7).

Series espectrales n=∞ n=6 n=5 n=4

Pfund Bracket

n=3 n=2

Paschen

Balmer

∆E = h · ν n=1 Lyman SERIES: Lyman Balmer

Paschen Bracket Pfund

Espectro UV Visible

68

Infrarrojo

El átomo

3.7.- Mecánica cuántica. 3.7.1.- Orígenes de la mecánica cuántica. El modelo atómico de Bohr constituyó la primera explicación cuantitativa del átomo, pero para ello hubo que abandonar los principios de la mecánica clásica (energía está cuantizada). Por ello la teoría de Bohr es la primera teoría cuántica del átomo. Sin embargo, el átomo de Bohr no es capaz de explicar los espectros de átomos plurielectrónicos, tan solo explica el del átomo de hidrógeno. Todas estas ideas se resumen diciendo que tanto la energía como la materia son discontinuas. Algunas de las teorías que surgieron de la mecánica cuántica son: a) Hipótesis de De Broglie (1924): Planck y Einstein dedujeron la naturaleza dual de la luz (onda-partícula) y De Broglie trasladó esta teoría a cualquier tipo de partícula material. Al combinar las ecuaciones de Einstein y de Planck:

E = m ⋅ c2  2  → h ⋅υ = m ⋅ c E = h ⋅υ 

c  ≡ υ =  ≡ λ 

h⋅

c

λ

= m ⋅ c2

→ λ=

h m⋅c

que para cualquier otra partícula, con una velocidad distinta a la de la luz:

λ=

(8)

h h = m⋅v p

es decir, que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda cuya longitud (λ) viene dada por la ecuación (8). Esta hipótesis fue confirmada en 1927 pero sólo adquiere relevancia para cuerpos microscópicos, ya que para los macroscópicos se observan longitudes de onda extremadamente pequeñas. b) Principio de incertidumbre de Heisemberg (1927): "Es imposible determinar simultáneamente la posición y la velocidad de una partícula con absoluta precisión y exactitud". También demostró que el error más pequeño que se puede cometer es:

∆x ⋅ ∆p ≥

h 4π

A partir de todo ésto el modelo atómico de Bohr debería considerarse incorrecto puesto que con él podía medirse con exactitud la posición y la velocidad del electrón (radio y energía de la órbita).

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Actualmente no se habla de órbitas sino de zonas donde es probable encontrar al electrón. A dichas zonas se las llama orbital atómico y se definen como la zona del espacio que encierra entre un 90 y un 99% de la probabilidad de encontrar el electrón en un estado energético constante. c) Ecuación de Schrödinger: Como todas las partículas pueden comportarse como ondas se pensó en describir al electrón mediante las ecuaciones matemáticas de las ondas. El primero que lo hizo fue Schorödinger en 1927 (mecánica ondulatoria). Cuando se soluciona un problema en mecánica clásica se obtiene la posición y velocidad de un objeto, sin embargo en mecánica ondulatoria la solución viene dada por funciones de onda Ψ. Dicha función de ondas no tiene significado físico real, sin embargo, su cuadrado (Ψ2) es una medida directa de la probabilidad de encontrar al e- en una determinada región del espacio. En consecuencia, las representaciones de los cuadrados de las funciones de onda, constituyen una expresión matemática del orbital atómico. En el punto siguiente tienes algunas de las citadas representaciones.

3.7.2.- Los números cuánticos. Cada función de onda viene determinada por una serie de números cuánticos y sólo son permitidas las funciones de onda de determinados conjuntos de números cuánticos que sirven también para definir el orbital atómico. Estos números cuánticos son tres: a) Número cuántico principal ("n") ≡ 1, 2, 3, ..., expresa la mayor o menor probabilidad de encontrar al e- cerca del núcleo, (a mayor n, el eestaría más tiempo alejado del núcleo). Indica el número de capa o nivel energético de la misma. b) Número cuántico secundario ("l") ≡ 0, ..., n-1, para cada "n”; especifica el momento angular del electrón en su movimiento alrededor del núcleo y determina la forma espacial del orbital. Indica el número de subniveles energéticos que pueden existir en un nivel dado. Por razones históricas, a cada valor de este número cuántico se le designa por una letra:

Valor del nº cuántico “l” 0 1 s p letra asignada

2 3 4 d f g

5 ... h ...

El número cuántico principal y el secundario determinan conjuntamente la energía del orbital en un átomo. c) Número cuántico magnético ("m") ≡ - l, ... ,0 , ..., + l, para cada " l”; representa la orientación de la forma espacial de cada orbital según un eje arbitrario de referencia que viene dado por un campo magnético externo.

70

El átomo

A todos los orbitales atómicos con los mismos números cuánticos principal y secundario se les llama orbitales degenerados ya que poseen la misma energía, aunque posean distinto número cuántico magnético. Sin embargo, con la presencia de un campo magnético externo, esta igualdad energética se rompe, ya que la distinta orientación espacial hace que sus interacciones con el campo magnético y por lo tanto, sus contenidos energéticos, sean ligeramente diferentes. Este desdoblamiento no ocurre con los orbitales “s” ya que tienen simetría esférica, pero sí con todos los demás, es decir, los “p”, “d”, “f”, ... Este fenómeno se pone de manifiesto al realizar el espectro de un átomo en el interior de un campo magnético, ya que al haber más niveles energéticos diferentes, aparecen más líneas espectrales, ya que aumenta el número de tránsitos electrónicos posibles. A este efecto se le denomina Efecto Zeeman.

Los tres números cuánticos, antes descritos, definen un orbital; su tamaño, su forma y su orientación, así como su energía:

La forma de nombrarlos es, o bien a través de sus números cuánticos, o bien colocando en primer lugar el valor del número cuántico principal, después la letra asignada para el valor del número cuántico secundario y a continuación la letra o letras de los ejes coordenados del espacio como subíndice; por ejemplo: n=1,l=0,m=0 n=3,l=2,m=1 n = 5 , l = 2 , m = -2

  

(1 , 0 , 0) (3 , 1 , 1) (5 , 2 , -2)

  

orbitales 1s orbitales 3px orbitales 5dxy

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Es importante recordar que no todas las posibilidades de números cuánticos están permitidas, sólo aquellas que cumplen los rangos de validez de cada uno de ellos, por ejemplo, estos tríos de números cuánticos no podrían representar a un orbital de un átomo: (0 , 0 , 0) (2 , 2 , 1) (3 , 1 , 2)

  

n no puede tomar el valor de 0 l no puede tomar el valor 2 si n toma el valor de 2 m no puede tomar el valor 2 si l toma el valor de 1

Cuando n = 1 sólo existe un orbital, el (1,0,0) ó 1s. n =1 → l = 0 → m = 0

(1 , 0 , 0) → 1s

Para n = 2 existen cuatro orbitales, de acuerdo con el rango de validez de los números cuánticos:

→ l = 0 → m = 0  → m = −1  n=2   1 l → = → m = 0    → m = 1 

(2 , 0 , 0) (2 , 1 , − 1) (2 , 1 , 0) (2 , 1 , 1)

→ 2 px

(3 , 0 , 0)

→ 3s

→ 2s → 2py → 2py

y para n = 3 serán 9 orbitales posibles:

 →l =0→m =0    → m = −1   → l = 1 → m = 0   → m = 1   n=3   → m = −2    → m = −1   → l = 2 → m = 0  → m = 1    → m = 2  

72

(3 , 1 , − 1) (3 , 1 , 0) (3 , 1 , 1)

→ 3py → 3py → 3px

(3 , 2 , − 2) → 3d xy (3 , 2 , − 1) → 3d yz (3 , 2 , 0) → 3d z (3 , 2 , 1) → 3d xz (3 , 2 , 0) → 3d x − y 2

2

2

El átomo

En cada capa "n" hay n² orbitales. Compruébalo para n=4 y n=5.

Nº cuántico principal “n” 1 2 1 4 Nº de orbitales

3 4 5 ... n 9 16 25 … n2

Los orbitales designados por una misma letra son parecidos, así los 1s son parecidos a los 2s, pero como n es mayor los orbitales son más grandes. A continuación tienes una representación gráfica de algunos de los orbitales atómicos antes descritos:

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En 1928, Dirac, al combinar la teoría cuántica con la teoría relativista, introdujo un cuarto número cuántico para designar al electrón: iv) número cuántico de Spín "s" ≡ +½ ,-½ Clásicamente representa el movimiento de rotación del electrón alrededor de sí mismo. El electrón, como carga eléctrica en movimiento, crea un campo magnético que puede ser del mismo sentido o de sentido opuesto a otro campo magnético externo. Al poder tener sólo dos sentidos de giro sobre sí mismo, "s" sólo podrá tomar 2 valores +½ y -½. Los electrones de spines opuestos, como dos imanes colocados paralelamente y de sentido opuesto, se atraen, compensando las fuerzas de repulsión electrostática, quedando éstos apareados. Por otro lado, los electrones de spines paralelos, al igual que dos imanes colocados paralelamente y en el mismo sentido, se repelen. Es imposible aparear dos electrones del mismo spín por las repulsiones de las fuerzas eléctrica y magnética. Para determinar a un electrón, hay que indicar el orbital atómico en el que se encuentra y su spín, es decir, hacen falta cuatro números cuánticos:

Como en cada capa hay n² orbitales, en cada una de ellas cabrán un máximo de 2n² electrones:

Nº cuántico principal “n” 1 2 3 4 5 ... n 1 4 9 16 25 … n2 Nº de orbitales 2 8 18 32 50 … 2n2 Nº de electrones 3.7.3.- Inconvenientes de la mecánica cuántica. La mecánica cuántica se basa en asignar una función de onda a los electrones de los átomos para describir su movimiento y estado energético. Dicha función de ondas, se puede escribir para todos los átomos plurielectrónicos, pero sólo se ha podido resolver para el átomo de hidrógeno dada su sencillez (sólo un protón en el núcleo y un electrón en la corteza). Esta imposibilidad en la resolución de la función de onda, surge de la gran complejidad matemática que resulta debido a la interacción de varios electrones y protones entre sí, por eso, se han tenido que resolver mediante aproximaciones.

74

El átomo

3.7.4.- Configuraciones electrónicas. Una vez conocidos los orbitales atómicos de un átomo, sólo nos hace falta saber cómo son ocupados éstos por los electrones en estado fundamental o de mínima energía. A este proceso se le llama hallar la configuración electrónica de un átomo. Para ello, hay que seguir una serie de reglas: 1ª.- Cada orbital puede tener, como máximo, dos electrones con spines antiparalelos. En un átomo no pueden haber dos e- con los cuatro números cuánticos iguales (principio de exclusión de Pauli). 2ª.- Los orbitales se llenan empezando por el de menor energía y siguiendo por los demás en orden creciente (principio de aufbau). Dicho orden es el siguiente:

3ª.- Al ocupar los orbitales degenerados (de energías equivalentes), cada uno de ellos ha de estar ocupado por un electrón antes de asignar un segundo electrón a cualquiera de ellos. Los spines de estos electrones deben ser iguales (regla de la máxima multiplicidad de Hund). Por ejemplo, la configuración electrónica del Azufre sería:

S (Z=16): 1s2 , 2s2 , 2p6 ,3s2 , 3p4 la del ion sodio Na+ (al tener carga +1, tendrá un electrón menos):

Na+ (Z=11):

1s2 , 2s2 , 2p6

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la del hierro:

Fe (Z=26): 1s2 , 2s2 , 2p6 ,3s2 ,3p6 , 4s2 ,

3d6

y la del bromo:

Br (Z=35): 1s2, 2s2 , 2p6 ,3s2 ,3p6 ,4s2 ,

3d10 ,

4p5

La configuración electrónica sirve para conocer los e- que hay en la última capa, y ésto es muy importante ya que, átomos de configuración electrónica de última capa similar tienen propiedades químicas parecidas. De hecho, la ordenación de los elementos en el sistema periódico actual se basa en las configuraciones electrónicas.

3.8.- Evolución histórica del Sistema Periódico. A medida que a principios del siglo XIX se fueron descubriendo más sustancias que se identificaron como elementos, los investigadores dispusieron de datos cada vez más abundantes, y observaron que las propiedades de algunos eran muy semejantes. La primera clasificación de los elementos que se propuso fue la de metales y no metales. Más adelante se observó que podían establecerse grupos de tres elementos con propiedades muy similares de tal manera que el peso atómico del intermedio fuese aproximadamente igual a la media de los otros dos. Esta fue la llamada clasificación por "triadas", por ejemplo: cloro-bromo-iodo, azufre-selenio-teluro, calcio-estroncio-bario, etc ... Se siguió la búsqueda de un sistema de ordenación mejor y en 1864 Newlans encontró, agrupando las triadas en forma vertical de modo que cada elemento siguiese en sentido horizontal un orden creciente de pesos atómicos correlativos, la denominada "ley de las octavas", es decir, que tenían propiedades diferentes 8 elementos y el noveno coincidía con las propiedades del primer grupo. No obstante a partir del K esta regla dejaba de cumplirse, motivo por el cual se desestimó. En 1869 Mendeleiev consideró correcto el sistema de Newlans y argumentó que los períodos no tenían porque ser de la misma longitud. Lo importante fue que Mendeleiev postuló que las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos. Mendeleiev ordenó los elementos en 7 filas horizontales y 8 verticales con subdivisiones dentro de cada cuadro cuando era necesario. Con algunas modificaciones, éste es el sistema periódico vigente en nuestros días. La clasificación periódica de los elementos tuvo gran importancia en aquella época ya que se pudo predecir la existencia de algunos elementos aún no descubiertos así como sus propiedades, gracias a que Mendeleiev dejó vacantes algunos lugares para mantener la correlación de las propiedades. Así se descubrió el ekaboro, (escandio), el ekaluminio, (galio) y el ekasilicio, (germanio) entre otros.

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El átomo

Los principales inconvenientes de la tabla de Mendeleiev eran los siguientes: a)

La ordenación por pesos atómicos presentaba algunas discrepancias. Así Ar-K, Co-Ni, Te-I, quedan colocados en orden inverso para mantener la correlación de las propiedades. Hoy se ordenan los elementos no por pesos atómicos, sino por los números atómicos, con lo que estos pares quedan perfectamente ordenados y ésto es lógico porque el número atómico es un factor determinante en la configuración electrónica de última capa del elemento y por lo tanto de sus propiedades. b) El Hidrógeno carecía de ordenación adecuada aunque se le colocaba con los metales alcalinos. c) Los metales y no metales no estaban bien diferenciados, por ejemplo el Pb y el C son metal y no metal estando en la misma columna. d) Un gran número de elementos, (lantánidos y actínidos), no tenían cabida en el sistema periódico. En la versión actual estos inconvenientes se han solucionado colocando los lantánidos y actínidos en una zona aparte y la clasificación entre metales y no metales ha ido perdiendo interés. En la tabla periódica actual cada elemento se caracteriza por su fila y su columna. Las filas se denominan periodos, (hay 7 periodos, 3 cortos y 4 largos), y las columnas son grupos. Cada grupo tiene un nombre característico.

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3.9.- Estructura electrónica y sistema periódico. Es interesante ver como varían las configuraciones electrónicas dentro del mismo grupo o de un mismo periodo en el Sistema Periódico. Dentro de un mismo grupo todos poseen la misma estructura en el último nivel de energía. Como veremos en el tema siguiente, la semejanza de propiedades químicas dentro de un mismo grupo se debe a esta característica. En un periodo cada elemento se diferencia del anterior en que tiene un e- más. Esta diferencia es suficiente para un cambio radical en las propiedades. Viendo la posición que ocupa un elemento en la tabla periódica se puede hallar su configuración electrónica:

Hay algunas excepciones. Por ejemplo el Cr (Z=24) debería ser 4s2 3d4 y, sin embargo, en realidad es 4s1 3d5 debido a que los orbitales 4s y 3d son de energías muy parecidas y la energía debida al desapareamiento de los e- compensa. Lo mismo les ocurre a los que poseen 9 een los 5 orbitales d. A la vista de todo ello, podemos clasificar los elementos en 4 categorías: a) Elementos “normales” - ns1 ns2 np1 ........np5 cada uno de estos grupos o familias de elementos tienen un nombre característico: ns1 – alcalinos (excepto el Hidrógeno). ns2 – alcalinotérreos. np1 – térreos. np2 – carbonoideos. np3 – nitrogenoideos. np4 – anfígenos. np5 – halógenos.

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El átomo

b) Elementos de transición - ns2 (n-1)d1 ... ns (n-1)d10 c) Elementos de transición interna - ns2 (n-1)d1 (n-2)fy el nivel f presenta un llenado irregular. d) Gases nobles - ns2 np6 (excepto el He que es 1s²).

En la dirección de la siguiente página web podrás encontrar más información sobre las configuraciones electrónicas y sus irregularidades a lo largo del Sistema periódico: http://www.educaplus.org/sp2002/index_sp.php

3.10.- Tabla periódica y las propiedades físicas y químicas. 3.10.1.- Propiedades eléctricas. Los elementos situados a la izquierda de una diagonal formada por B, Si, Ge, As y Te, son conductores de la electricidad y se llaman metales. Son elementos con pocos electrones en la última capa, que tienen tendencia a perderlos para adquirir configuración electrónica de gas noble quedándose, por tanto, cargados positivamente formando cationes.

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Los elementos de la derecha no son conductores y se llaman no metales. Son elementos con muchos electrones en la última capa y que tienen tendencia a ganar para completarla cargándose negativamente formando aniones. Los elementos de la diagonal se llaman semimetales. La clasificación no es tan clara en las proximidades de la diagonal.

3.10.2.- Energía de ionización. La energía de ionización, o también llamada potencial de ionización, es la mínima energía necesaria para arrancar a un átomo en estado gaseoso su electrón más externo (el más débilmente unido a él). Las ecuaciones que rigen este proceso son: X (g) + EI1



X+ (g)

1ª Energía de ionización

X+ (g) + EI2



X+2 (g)

2ª Energía de ionización

X+2 (g) + EI3



X+3 (g)

3ª Energía de ionización

se puede comprobar que: EI1 < EI2 < EI3 ya que costará menos arrancar un electrón a un átomo neutro que a un átomo cargado positivamente, con defecto de electrones. Hay que tener en cuenta que en el momento en el que se vacía una subcapa, y se separa el primer electrón de la subcapa inmediatamente inferior, se produce un salto pronunciado de la energía de ionización, por ejemplo:

Elem Z Na 11 Mg 12 Al 13

Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

EI1 5,1 7,6 6,0

EI2 47,3 15,0 18,2

EI3 71,7 80,1 28,4

EI4 98,9 109,3 120,4

los valores están dados en eV (electrón-voltios), que es la energía de un electrón acelerado a través de una diferencia de potencial de un voltio y que equivale a 1'602.10-19 J. Influyen tres factores en la energía de ionización: a) Número atómico: a mayor número atómico, (más protones), mayor será la energía necesaria para ionizarlo. b) Radio atómico: a mayor distancia la fuerza de atracción entre el núcleo y el edisminuye y, por lo tanto, la energía de ionización disminuirá, ya que será más fácil arrancarlo. c) Orbitales atómicos completos o semicompletos, ya que dan estabilidad al átomo y por lo tanto costará más arrancarle un electrón.

80

El átomo

por estas tres razones, con algunas excepciones, la energía de ionización varía a lo largo del Sistema Periódico de la siguiente manera: a) En un grupo aumenta hacia arriba debido a que al pasar de un elemento al inferior, contiene una capa más y por lo tanto, los electrones de la capa de valencia, al estar más alejados del núcleo, estarán menos atraídos por él y costará menos energía arrancarlos. b)

En un mismo período, en general, aumenta a medida que nos desplazamos hacia la derecha, ya que los elementos allí situados tienen tendencia a ganar electrones y por lo tanto costará mucho más arrancarlos que a los de la izquierda que, al tener pocos electrones en la última capa les costará mucho menos perderlos.

3.10.3.- Afinidad electrónica. La afinidad electrónica o electroafinidad es la energía generalmente desprendida cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón transformándose en un ión negativo. La ecuación química que la representa es: X (g) + e-



X- (g) + AE1

1ª afinidad electrónica

X- (g) + e-



X-2 (g) + AE2

2ª afinidad electrónica

X-2 (g) + e-



X-3 (g) + AE3

3ª afinidad electrónica

mientras que la AE1 es generalmente una energía desprendida, es decir, negativa, la AE2 es siempre energía absorbida, ya que el segundo electrón a captar es repelido por el anión formado al haber captado ya el primero. El hecho de que la primera energía de afinidad electrónica sea generalmente una energía desprendida, significa que el anión formado es más estable que el átomo neutro. Esta situación es bastante probable para los elementos situados a la derecha de la tabla periódica (a excepción de los gases nobles) ya que estos tienen tendencia a ganar electrones para adquirir configuración electrónica de gas noble. Por el contrario, los situados a la izquierda, tendrán una baja afinidad electrónica ya que lo que tienen tendencia es a perder electrones y no a captarlos. En un grupo suele aumentar a medida que disminuye el número atómico, ya que al ser átomos más pequeños, el electrón que se capta queda más influenciado por la cercanía del núcleo.

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Resumiendo, la variación de la afinidad electrónica a lo largo del sistema periódico es similar a la del potencial de ionización, sin embargo existen más irregularidades.

3.10.4.- Electronegatividad. Es un concepto que trata de sintetizar los dos anteriores. Mide la tendencia que posee un átomo para atraer hacia sí el par, o los pares, de electrones que comparte con otro a través de un enlace covalente. Varía igual que el P.I. a lo largo del Sistema Periódico. Los gases nobles quedan excluidos de esta tendencia, ya que su electronegatividad es prácticamente nula, debido a su dificultad para formar enlaces covalentes, ya que al tener la última capa completa, no tienen tendencia ni a ganar ni a perder electrones. El elemento más electronegativo es el flúor y el menos electronegativo el Cesio. La electronegatividad está relacionada con el carácter metálico o no metálico de un elemento; así, los elementos de alta electronegatividad serán No metales y los de baja electronegatividad metales.

3.10.5.- Radio atómico e iónico. El principio de incertidumbre de Heisemberg indica que es imposible saber con precisión y simultáneamente la posición y velocidad de un electrón en el interior de un átomo. Como consecuencia de ello, hemos definido los orbitales atómicos como zonas del espacio donde es probable encontrar al electrón con un determinado estado energético, por lo que no tienen un límite definido, por lo que se hace difícil conocer con precisión el radio de un átomo o un ión. El método más efectivo para medir el radio de un átomo consiste en determinar, por difracción de rayos X, la distancia internuclear que existe dos elementos que forman un enlace covalente simple en estado gaseoso y dividirla por la mitad, tal y como muestra la figura de la derecha. En el caso de los elementos metálicos, la distancia internuclear se determina por el mismo procedimiento pero sobre la estructura cristalina de la sustancia metálica. El radio atómico crece de arriba a abajo dentro de un mismo grupo, ya que aumenta el número de capas internas y por lo tanto será de mayor tamaño, y aumenta de derecha a izquierda en un mismo período debido a que los e- se van colocando en el mismo nivel (a la misma distancia del

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El átomo

núcleo aproximadamente) y la fuerza de atracción entre los e- y el núcleo es más fuerte a medida que aumenta el número de protones, por tanto, el volumen es menor. Sin embargo, en los períodos largos, esta atracción es compensada por el llamado efecto de apantallamiento de los e- que consiste en que a medida que se van llenando los niveles periféricos, las repulsiones entre los e- aumentan, con lo que los e- periféricos no experimentan tanta atracción por el núcleo. y quedan más sueltos aumentando, por lo tanto, el radio del átomo.

Cuando un elemento gana o pierde electrones, se transforma en un ión y el valor de su radio será diferente. La determinación de dichos radios iónicos se hace de manera similar a los radios atómicos pero sobre estructuras cristalinas de compuestos iónicos, formados, como veremos, por iones perfectamente ordenados para maximizar las atracciones entre ellos y minimizar las repulsiones. La distancia que hay entre dos núcleos de dos iones adyacentes en un cristal iónico, es la suma de sus radios iónicos, tal y como muestra la figura de la izquierda: a) El radio de un catión, ión positivo, es menor que el del átomo neutro del mismo elemento, ya que al ser menor el número de electrones, aumenta la carga efectiva del núcleo que atraerá más a los electrones restantes por lo que su tamaño disminuirá. b) El radio de un anión, ión negativo, es mayor que el del átomo neutro del mismo elemento, ya que al tener un electrón más, la carga efectiva del núcleo disminuirá y habrá una mayor repulsión entre los electrones, por lo que el radio aumentará. Un caso especial supone la comparación del radio de especies que tienen el mismo número de electrones, por ejemplo: Na+ Ne F-

Z = 11  Z = 10  Z= 9 

11 protones y 10 electrones 10 protones y 10 electrones 9 protones y 10 electrones

Podríamos pensar que al tener las tres especies el mismo número de electrones, deberían tener el mismo volumen, sin embargo no es así, ya que el número de protones que hay en el núcleo no es el mismo. La especie Na+, por el hecho de tener más protones en el núcleo (11), atraerá con más fuerza a los 10 electrones y por lo tanto será el más pequeño, mientras que el Fserá más grande, es decir: Na+ < Ne < F-

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3.10.6.- Estados de oxidación. Los estados de oxidación (valencias), están en relación con la configuración electrónica de los elementos, por lo tanto, también variaran de forma periódica. Los estados de oxidación más importantes corresponden a la pérdida o ganancia de epara conseguir una configuración electrónica de gas noble, (ocupación total de los orbitales s y/o p). Ejemplo:

Na

tenderá a perder 1 e- quedando como Na+



2s2 2p6 3s1



2s2 2p6

Un caso interesante es el de los elementos del grupo IIIa, que tienen una configuración electrónica ns² np1. En teoría los cationes más estables serían los formados por la pérdida de 3 e-, Al+3, Ga+3, lo que es cierto, pero a medida que aumenta el número atómico, aumenta la tendencia a eliminar sólo el e- p, hasta el punto que en el Tl la valencia más importante es +1. En otros grupos ocurre lo mismo, Pb+2 es más estable que Pb+4, mientras que el Si y el Ge actúan siempre como tetravalentes. A partir del grupo Va se advierte la tendencia de los elementos a formar iones negativos sobre todo en los elementos superiores; N y P captan 3 e- para adquirir configuración electrónica de gas noble, sin embargo, en el As este estado de oxidación no tiene importancia y en el Bi ni siquiera existe. Para los elementos de transición este estudio es mucho más complejo debido a la gran variedad de estados. El estado máximo de oxidación corresponde al catión con carga positiva igual al número del grupo al que pertenece, por ejemplo Cr+6, (VIb). Los estados de oxidación inferiores son más estables en el primer periodo largo, (Fe+2, Fe+3), y a medida que bajamos en el grupo, el estado de oxidación mayor se hace más estable: Grupo VIb:

Cr Mo W

  

Presenta principalmente +3 Presenta +4; y +7 sólo en raras ocasiones Principalmente +6

Una excepción a todo ésto son los grupos Ib y IIb. A continuación, (en la página siguiente) te presentamos una tabla periódica con algunas de las propiedades que te hemos comentado.

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a) Modelos atómicos

125.- ¿Qué experimentos y observaciones condujeron a la conclusión de que los átomos, al contrario de lo que se admitió en la hipótesis de Dalton, no son indivisibles? 126.- Explica por qué el experimento de Rutherford obligó a desechar el modelo de Thomson. 127.- ¿Cual es la principal limitación del modelo atómico de Rutherford? 128.- ¿Cómo subsanó el modelo de Bohr las limitaciones del modelo de Rutherford? 129.- ¿Qué diferencia hay entre la órbita de Bohr y el orbital del modelo cuántico del átomo? 130.- Haz un gráfico de energías de los distintos niveles del átomo de hidrógeno y explica la emisión de energía del átomo excitado. 131.- ¿Cuánta energía se necesita para ionizar un átomo de hidrógeno en el que el electrón se encuentra en la órbita n=5 de Bohr? (Dato: Ctte de Rydberg Rh = 109.678 cm-1) 132.- A partir de la constante de Rydberg para el átomo de hidrógeno, calcular la longitud de onda de las tres primeras líneas de la serie de Balmer y el límite de esta serie. 133.- En el espectro del átomo de hidrógeno se conoce una línea de longitud de onda 1216 A°. Sabiendo que pertenece a la serie de Lyman ¿a que transición pertenece?. Toma como dato la constante de Rydberg. 134.- Calcular la longitud de onda asociada a la molécula de hidrógeno moviéndose a una velocidad de 1840 m/s. Datos: Ar(H) = 1 uma , h = 6'67.10-34 J.s 135.- Calcular la onda asociada a una pelota de tenis de 150 gr de masa que posee una velocidad de 15 m/s. Hágase lo mismo para un electrón de velocidad 2'18.107 m/s. Comparar los resultados e indicar lo que nos sugieren. 136.- Que el átomo está cuantizado quiere decir: a) que es algo fantástico y poco real nuestro conocimiento sobre el mismo. b) que está constituido por núcleo y corteza. c) que la energía de los electrones sólo puede tener determinados valores. d) que su tamaño es pequeñísimo. (Señala las respuestas correctas).

b) Números cuánticos 137.- Indica los números cuánticos representativos de los orbitales: a) 3py b) 2s c) 1pz d) 4dxy e) 5px

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El átomo

138.- Un electrón se encuentra en un orbital 3d. ¿Cuáles son los posibles valores de sus números cuánticos n, l y m? 139.- Explicar la información que suministra la expresión (3,2,0,-½) para un electrón del átomo de hidrógeno. 140.- Un alumno afirma que en un orbital 2s puede haber 3 electrones ¿es esto cierto? 141.- ¿Pueden existir orbitales del tipo 2d?. Justifica la respuesta. 142.- ¿De qué manera se puede arrancar un electrón de un átomo, para convertirlo en el ión positivo correspondiente? ¿Qué sucedería en el proceso inverso? 143.- ¿Qué se debe hacer para que un electrón 2s pase a ser un electrón 3s? ¿Qué sucede cuando un electrón 3s pasa a ser un electrón 2s? 144.- Escribir los números cuánticos correspondientes a: 1) un orbital 4d, 2) un electrón en un orbital 3s. 145.- ¿Qué propiedad de un átomo impide que todos sus electrones se sitúen en el nivel n = 1 de más baja energía? 146.- ¿Por qué el número de elementos del quinto período es 18? 147.- ¿Por qué se desvían tanto de ser números enteros las masas atómicas de muchos elementos? Pon un ejemplo que aclare la respuesta.

c) Configuraciones electrónicas 148.- Indicar cómo difieren entre sí los electrones de mayor energía, en cada uno de los átomos de los siguientes elementos: a) Na b) B c) N d) Mg 149.- Considerar las dos configuraciones electrónicas siguientes de dos átomos neutros A y B: A - 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 B - 1s2, 2s2, 2p6, 6s1 Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas razonando la respuesta: a) A y B representan dos elementos distintos. b) Se necesita energía para pasar de A a B. c) A representa al átomo de sodio d) Se requiere menos energía para arrancar un electrón de A que de B. 150.- Escribir las demás estructuras equivalentes al estado fundamental del átomo de carbono, además de la 1s2, 2s2, 2px1, 2py1 151.- Indicar a qué grupo y periodo pertenece el elemento cuya configuración electrónica es: 6s2, 4f14, 5d10, 6p3. ¿Podrías decir de qué elemento se trata y algunas de sus propiedades?.

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152.- Para los 100 primeros elementos del sistema periódico, indicar para cuantos de ellos puede escribirse en su estado fundamental: (Razona la respuesta) a) una configuración electrónica con uno o más electrones 1s. b) una configuración electrónica con uno o más electrones 2p. c) una configuración electrónica con uno o más electrones 3d. 153.- Escribe la configuración electrónica del neón e indica dos iones que tengan igual configuración que dicho gas. 154.- Escribe la configuración electrónica de los iones siguientes: F-, O-2, Na+, Mg+2. 155.- ¿Por qué se define el número atómico de un elemento en función del número de protones del núcleo y no en función del número de electrones? 156.- ¿A qué llamamos isótopos? ¿y especies atómicas isoelectrónicas? pon ejemplos. 157.- ¿Qué significa estado fundamental del átomo? ¿Qué sucede cuando un átomo que se encuentra en estado excitado vuelve a su estado fundamental? ¿Es posible que el electrón más externo del potasio se encuentre en un orbital 4p o 3d? ¿En qué condiciones si hay alguna podría lograrse esto? 39

158.- Un átomo determinado se representa por 19X . Indica: a) número atómico; b) número másico; c) número de electrones; d) número de protones; e) masa atómica aproximada; f) configuración electrónica; g) ¿es metal o no metal? h) período y grupo a los que pertenece; i) tipo de ión que formará; j) alguna propiedad. 159.- Escribe la configuración electrónica del As ( Z = 33 ) e indica en que principios o reglas te apoyas. 160.- Escribe la configuración electrónica del Cu ( Z = 29 ). 161.- Escribe la configuración electrónica del Mo ( Z = 42 ). 162.- ¿Es posible que la configuración electrónica de un átomo sea 1s2 2s2 2p4 4s1? 163.- El número de protones de los núcleos de 5 elementos son: ELEMENTO A B C D E 2 11 9 12 13 PROTONES Indica qué elemento: a) es un gas noble, b) es el más electronegativo, c) es un metal alcalino, d) es un gas, e) presenta estado de oxidación negativo, f) forma un nitrato de fórmula X(NO3)2. d) Propiedades periódicas 164.- Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su energía de ionización: Na, Be, Mg y K. Utiliza como datos sus números atómicos.

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165.- Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su radio atómico: Na, O, F, y Mg. 166.- Ordena menor a mayor los siguientes iones y elementos según su volumen: O-2, Ne y Na+. 167.- Ordena de menor a mayor según sus energías de ionización: Ca, Rb, Mg, Li. 168.- ¿Cual de los siguientes átomos posee un mayor radio?¿y menor? Ar, Cs, P, Mg, Cs, Ra. 169.- Las tres especies H, He+ y Li+2, poseen un solo electrón. Señalar cual de ellos poseerá mayor radio y mayor energía de ionización. 170.- Explica como son (altas-bajas) las energías de ionización de los gases nobles. 171.- Razona cómo ha de ser la segunda energía de ionización del Na con respecto a la segunda energía de ionización del Mg: a) mayor, b) menor, c) igual 172.- ¿Qué es la energía de ionización? ¿Qué elementos tienen energías de ionización altas y cuales bajas, teniendo en cuenta su configuración electrónica? 173.- Indica algún criterio desde el punto de vista electrónico que nos permita diferenciar un elemento metálico de otro que no lo es. 174.- ¿Cómo varía el radio atómico de los elementos en un grupo? ¿y en un periodo? 175.- Los iones F- y Na+ poseen el mismo número de electrones, pero el radio del F- es mayor que el de Na+. Explica a que es debida esta diferencia. 176.- Dados los siguientes elementos: Na, Mg y Rb, ordenarlos de mayor a menor energía de ionización. Justificar la respuesta. 177.- Ordenar según el orden creciente de sus tamaños: Ar, S-2, K+, Cl, Li+. 178.- Razona la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones sobre el átomo de neón y al ión óxido: a) ambos poseen el mismo número de electrones. b) tienen el mismo número de protones. c) el radio del ión óxido será superior al del átomo de Neón. 179.- Indica cuál es en cada uno de los grupos siguientes el elemento que tiene mayor carácter metálico: a) Cl, Ca, As; b) Al, Si, P; c) Ga, Tl, B. 180.- Usando los grupos que se han dado en la cuestión anterior contesta las siguientes cuestiones: a) ¿Qué elemento del grupo a tiene más probabilidad de presentar un número de oxidación negativo en sus compuestos? b) En el grupo b ¿qué elemento es el que es más probable que posea el potencial de ionización más bajo? c) ¿Cuál de los elementos del grupo b cabe esperar que posea la máxima electronegatividad?

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181.- ¿Qué elemento de cada uno de los siguientes pares debe esperarse que tenga la mayor electronegatividad? a) C, Cl; b) S, O; c) Mg, Se; d) Sb, F; 182.- Las configuraciones electrónicas de varios elementos son las siguientes: a) 1s; b) 1s22s1; c) 1s22s22p1; d) 1s22s2. Ordenarlos en el sentido de sus radios atómicos crecientes, justificando la ordenación propuesta. 183.- Los potenciales de ionización del carbono, nitrógeno y oxígeno son 11.3, 14.5 y 13.6 eV respectivamente. Nótese que el del nitrógeno es anormalmente alto y que en el oxígeno se produce una disminución. Explica este resultado. 184.- a) En general, qué elementos tienen mayores valores de sus potenciales de ionización, ¿los metales o los no metales? b) ¿Cuál es el motivo de que estos elementos posean potenciales de ionización altos? 185.- Escribe la configuración electrónica de los elementos con número atómico: 38, 11, 14, 35 y 54 y contestar a las siguientes cuestiones: a) ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento? b) ¿qué estados de oxidación serán los más frecuentes? c) ¿cuáles son metales y cuáles son no metales? d) ¿qué elemento es el más electropositivo y cuál el más electronegativo? 186.- La configuración electrónica de la capa externa de un elemento es: 5s25p5. Indica: si se trata de un metal o un no metal, a qué grupo de la T.P pertenece y cuál es su símbolo. Indica dos elementos que tengan mayor energía de ionización y otros dos de menos energía de ionización que el dado; formula un compuesto iónico y otro covalente en que intervenga este elemento. 187.- El número atómico de dos átomos A y B es 17 y 20 respectivamente. a) escribe su configuración electrónica fundamental y el símbolo de cada uno. b) escribe el símbolo del ión más estable de cada uno. c) ¿cuál es el de mayor radio iónico? ¿qué tipo de sustancia se puede formar al reaccionar ambos elementos?. Razona la respuesta. 188.- Dados los siguientes elementos: K (Z = 19), S (Z = 16) y Cl (Z = 17). Ordénalos en orden creciente de: a) radio atómico y b) energía de ionización. 189.- Dados dos átomos de hidrógeno, en uno de ellos el electrón está en el nivel n = 1 y en el otro en el nivel n = 4. Explica: ¿Cuál es la configuración electrónica de cada uno de ellos? ¿Qué nivel posee mayor radio?; ¿qué electrón posee menos energía?, ¿qué átomo tiene mayor potencial de ionización? 190.- Los números atómicos del Na, K y Rb son respectivamente 11, 19 y 37. a) Ordena dichos elementos en cuanto a su radio atómico y a su potencial de ionización discutiendo las razones que determinan cada ordenación. b) Dibuja un diagrama que represente las energías relativas de los distintos orbitales del ión potasio y su ocupación por electrones.

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El enlace químico

4.- EL ENLACE QUÍMICO

4.1.- Introducción.

......................................................................... 92

4.2.- Las sustancias iónicas.

.......................................................... 94

4.2.1.- Características del enlace iónico. ................................................. 94 4.2.2.- El ciclo de Born-Haber ................................................................. 96 4.2.3.- Propiedades de las sustancias iónicas. ......................................... 98

4.3.- Las sustancias moleculares. .................................................. 99 4.3.1.- Fundamentos del enlace covalente. ............................................ 99 4.3.2.- Clasificación de los enlaces covalentes. ..................................... 100 4.3.3.- Estructuras electrónicas o diagramas de Lewis. ........................ 103 4.3.4.- Estructuras espaciales de moléculas ......................................... 107 4.3.5.- Teoría del enlace de valencia. ...................................................... 111 4.3.6.- Teoría de los orbitales moleculares. ............................................ 113 4.3.7.- Hibridación de orbitales. .............................................................. 113 4.3.8.- Enlaces intermoleculares. …………………………………......... 117 4.3.9.- Propiedades de las sustancias moleculares. ................................ 119

4.4.- Los sólidos covalentes (macromoléculas). ............................119 4.4.1.- Enlaces de las sustancias covalentes. ........................................... 119 4.4.2.- Propiedades de las sustancias covalentes. ..................................... 120 4.4.3.- Estructura de algunas sustancias covalentes. ................................ 120

4.5.- Las sustancias metálicas.

......................................................122

4.5.1.- El enlace metálico. .................................................................... 122 4.5.2.- El modelo del gas de electrones. ................................................... 122 4.5.3.- La teoría de bandas. ...................................................................... 123 4.5.4.- Propiedades de las sustancias metálicas. ..................................... 123

4.6.- Cuadro resumen de las propiedades de las sustancias. .......125 4.7.- Problemas y cuestiones.

........................................................125

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4.1.- Introducción. En temas anteriores, ya hemos estudiado el átomo y ahora vamos a ver cómo se pueden combinar esos átomos entre sí. Este aspecto es muy importante ya que, como veremos, según el tipo de enlaces que formen, podremos predecir las propiedades de las sustancias. Las sustancias están constituidas por agrupaciones de átomos. Unas veces, tales agrupaciones forman agregados neutros: las moléculas y otras resultan con carga: los iones. Sólo los gases nobles y algunos metales en estado vapor están constituidos por moléculas monoatómicas (es decir, por átomos sueltos). La unión entre átomos, iones o moléculas es lo que constituye en enlace químico. En el enlace químico juega un papel decisivo la configuración electrónica de la capa más externa de los átomos, la de mayor energía, llamada capa de valencia. De esa configuración depende, además, el tipo de enlace que se formará, por ello, y dada su importancia, se utilizan los diagramas de Lewis, en los que figura el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia posea. Así por ejemplo, los diagramas de Lewis de los elementos del segundo periodo son:

En la tabla periódica, todos los átomos de un mismo grupo tiene propiedades similares porque todos tienen los mismos electrones de valencia, y un átomo usa algunos o todos los electrones de valencia para combinarse con otros. Por otra parte, los gases nobles son muy estables ya que tienen una baja reactividad que se relaciona con su estructura electrónica; todos poseen los orbitales s y p de la última capa completos (a excepción del He). El hecho de que los orbitales de más alta energía de un átomo estén completamente llenos, les da una acusada estabilidad. Esto también se puede comprobar experimentalmente diciendo que tanto el P.I. como la A.E. de los gases nobles son muy altos, (no tienen tendencia ni a coger ni a ceder electrones). El resto de los átomos, tienden a ganar, perder o compartir electrones con la finalidad de adquirir configuración electrónica de gas noble y ganar así estabilidad. Por ello, los átomos se clasifican según esta tendencia en (además de los gases nobles antes descritos): Metales:

No metales:

• Elementos que tienen pocos electrones en la última capa (1, 2 ó 3). • Tienen tendencia a perderlos para adquirir configuración electrónica de gas noble (tener la última capa completa). • Se cargarán positivamente formando lo que se denomina un catión. • Tienen muchos electrones en la última capa (5, 6 ó 7). • Tienen tendencia a ganar para adquirir configuración electrónica de gas noble (completar la última capa). • Se cargarán negativamente formando lo que se denomina un anión.

En general, se puede decir que cuando un átomo se combina con otro para formar un compuesto, lo hace de tal manera que con ello adquiere la configuración electrónica del gas noble más cercano, (ocho electrones en su última capa, regla del octeto) y eso se puede conseguir a través de una cesión, captación o compartición de e-. Esta es la razón por la que los gases nobles son tan inertes.

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Hay elementos que no cumplen la regla del octeto, por ejemplo, el H, Li y Be, el número de electrones al que tienden es de dos puesto que el He, (gas noble más cercano), sólo tiene dos; y hay también muchos elementos del tercer período (o superior) que pueden albergar más de ocho electrones en su última capa al poseer orbitales "d" vacíos. Existen tres tipos fundamentales de enlaces: iónico, covalente y metálico, y con ellos se pueden formar cuatro tipos de sustancias: las iónicas, las moleculares, las covalentes y las metálicas. Es importante comentar que para que un determinado enlace se forme, tiene que haber necesariamente un desprendimiento de energía, es decir, el compuesto o molécula formada tiene que ser más estable que los átomos de los que se parte, pues de lo contrario no se formará el enlace. Cuando dos átomos se encuentran infinitamente separados, no hay interacción entre ellos, sin embargo, a medida que se acercan empiezan a aparecer fuerzas de atracción entre el núcleo de uno y la nube electrónica de otro y viceversa con la consiguiente liberación de energía. A una distancia determinada (distancia de enlace), la energía liberada pasa por un mínimo (energía de enlace). Si la distancia de enlace se hace más pequeña, empiezan a aparecer fuerzas de repulsión entre los dos núcleos y las dos nubes electrónicas, tanto más grandes cuanto más cerca estén, para lo cual haría falta aportar energía, tal y como se muestra en la figura (los datos se refieren a la molécula de hidrógeno). Si los átomos nada más empezar a acercarse, generan fuerzas de repulsión, tal y como muestra la segunda figura, nunca formarán un enlace, porque no existe una distancia que estabilice el sistema. Es lo que ocurre al acercar dos átomos de He, por ejemplo.

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4.2.- Las sustancias iónicas. 4.2.1.- Características del enlace iónico. El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no direccional entre iones de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre átomos de elementos de elevada diferencia de electronegatividad. Como hemos indicado anteriormente, siempre que se forma un enlace, (del tipo que sea), se produce una liberación de energía, es decir, que el nivel de energía de los átomos unidos es menor que el de los átomos por separado. En el caso de los compuestos iónicos se tiene que formar una red cristalina para que se produzca esa liberación de energía como ahora veremos en un ejemplo. Vamos a analizar la formación de NaCl a partir de los átomos libres de Na y Cl en estado gaseoso: Na (g) + Cl2 (g)



Na+ (g) + Cl- (g)

( Na+Cl-)n (s)



El NaCl es un sólido en el que 6 iones Cl-- rodean a un ion Na+ y a su vez cada ion Cles rodeado por 6 iones Na+ formando una red tridimensional en la que la relación es 1:1, es decir, un ion sodio por cada ion cloro.

Para explicar este fenómeno vamos a utilizar la representación electrónica o diagrama de Lewis, según la cual, el símbolo de un átomo representa su núcleo y los electrones de las capas internas, y rodeando a éste se colocan puntos y/o aspas que representan los electrones de la capa de valencia. Los puntos se colocarán por pares si los e- están apareados y aislados si no lo están. 2p6 3s1 Na  Z=11 1s2 2s2

Cl

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

Z=17

1s2 2s2

2p6

3s2

3p5

El enlace químico

el átomo de sodio tiene sólo un electrón en su última capa que "tenderá" a perder, quedándose cargado positivamente y, por el contrario, al cloro le falta un electrón para completar su capa, que lo captará del átomo de sodio, incorporándolo al orbital 3p, y así ambos tienen configuración electrónica de gas noble:

Na



Na+ + 1e-

∆E = + 496 KJ/mol

Cl + 1e-



Cl-

∆E = - 348 KJ/mol ∆E = + 148 KJ/mol

Energía necesaria:

Aunque muchas veces se indique que los metales tienden a perder electrones, este fenómeno es siempre energéticamente desfavorable al igual que la aceptación de electrones por parte de los no metales, (salvo en el caso de algunos halógenos). Desde el punto de vista energético este proceso es desfavorable ya que hay que aportar 148 KJ/mol, (aporte de energía necesario para que los átomos se ionizaran en estado gaseoso). No obstante, la formación de la red cristalina libera gran cantidad de energía por la atracción electrostática que ahora sufren los iones. Imaginemos los iones Cl- y Na+ infinitamente separados en estado gas y que se van acercando para formar el enlace. En un principio se libera energía por la atracción de los iones, pero cuando éstos están muy cerca, empiezan a tener importancia las repulsiones entre los electrones y entre los núcleos de los iones, por lo tanto existe una distancia interiónica para la que la energía potencial electrostática pasa por un mínimo y, en consecuencia, se libera la máxima energía. Para los iones de Cloro y Sodio esta distancia es de 2'38 A°, (determinada por difracción de rayos X). Por lo tanto, la energía liberada al acercarse dos iones será:

(

−19 q1 ⋅ q2 9 1,609 ⋅ 10 ∆E = − K = − 9 ⋅ 10 ⋅ r 2,38 ⋅ 10 −10

)

2

= − 9,705 ⋅ 10 −19 J = − 580,4 KJ / mol

Sin embargo la formación de la red cristalina libera una cantidad de energía mucho mayor debido a que un ion Cl- es atraído por más de un ion Na+ y viceversa. En el caso de NaCl, la energía liberada al pasar de iones gaseosos a la red cristalina, (energía reticular), es de -790 KJ/mol (mayor que la calculada para dos iones aislados que era de – 580,4 KJ/mol). En definitiva, la energía necesaria para la ionización (que es de 148 KJ/mol), se ve compensada con la que se libera al formarse el cristal (-790 KJ/mol). 95

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Todos aquellos elementos cuya energía de ionización se vea compensada suficientemente por la energía reticular, tendrán tendencia a formar este tipo de enlace. Esto ocurre únicamente cuando se combinan elementos muy electronegativos, (anfígenos y halógenos), de alta afinidad electrónica con elementos poco electronegativos, (alcalinos, alcalinotérreos), de bajo potencial de ionización. Ahora bien, no existe un enlace iónico puro (del 100 %), lo que quiere decir, que no hay una transferencia total de electrones del metal al no metal, habiendo siempre una parte de compartición de éstos entre los dos átomos enlazados. La mayoría de las sales que provienen de oxoácidos son también de naturaleza iónica; el anión está formado por varios átomos y también forman redes cristalinas. Lo mismo le ocurre al catión amonio. Los sólidos iónicos pueden cristalizar en varios tipos de redes. El que lo haga en un tipo u otro de red depende fundamentalmente del tamaño de los iones que la forman y de la carga que posean. Aquí tienes otras estructuras cristalinas diferentes de compuestos iónicos:

4.2.2.- El ciclo de Born - Haber. El cambio energético producido en la formación de un sólido iónico a partir de los elementos que lo constituyen, puede calcularse a partir del llamado ciclo de Born – Haber (que es un caso particular de la ley de Hess). Vamos a seguir con el mismo ejemplo del apartado anterior, es decir, la formación del cloruro sódico (sólido) según la siguiente reacción: Na (s) + ½ Cl2 (g)  NaCl (s) La reacción anterior tiene lugar en varios pasos: 1.- El sodio metálico sólido, en primer lugar tendrá que separar sus átomos entre sí. Para ello habrá que aportar la energía de sublimación del Sodio: Na (s) + Esublimación

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

Na (g) ;

Esublimación = 109 KJ/mol

El enlace químico

2.- Al sodio gas, habrá que arrancarle un electrón para transformarlo en un ion positivo. Para este proceso necesitaremos aportar la energía de ionización del Sodio: Na (g) + Eionización



Na + (g) + 1 e- ;

Eionización = 496 KJ/mol

3.- El Cloro, no metal, en primer lugar tendrá que romper su molécula ya que es diatómico. Para ello tendremos que aportar la mitad de su energía de disociación, ya que por cada molécula que se rompe obtenemos dos átomos de Cloro, por lo tanto sólo habrá que disociar medio mol de moléculas de Cloro para obtener 1 mol de átomos de Cloro. ½ Cl2 (g) + ½ Edisociación 

Cl (g) ;

½ Edisociación = 122 KJ/mol

4.- Posteriormente, tendremos que aportar un electrón a cada átomo de Cloro para transformarlo en un ion negativo. Para ello tendremos que aportar la energía de la afinidad electrónica. Dicha energía suele ser positiva (es decir, hay que aportarla), pero en el caso de algunos halógenos puede llegar a ser negativa (energía desprendida): Cl (g) + 1 e- 

Cl - (g) + Eafinidad ;

Eafinidad = -348 KJ/mol

5.- Vemos que la energía desprendida no supera a la suministrada; nos faltan 379 KJ/mol. ¿Cómo puede formarse, entonces, el compuesto iónico?. La respuesta está en la energía reticular, que como ya hemos definido antes es la energía desprendida al pasar de los iones en estado gaseoso a la formación de 1 mol de sólido cristalino. En efecto, los iones en estado gaseoso se atraen con orden en la red y así, es evidente que la energía potencial eléctrica se hace menor. Na + (g) + Cl - (g)  NaCl (s) + Ereticular ;

= - 790 KJ/mol

La energía sobrante será la desprendida en la formación de 1 mol del compuesto iónico: ΔEf = Esublimación + Eionización + ½ Edisociación + Eafinidad + Ereticular = 109 + 496 +122-348 –790 = ΔEf = - 411 KJ/mol A continuación te mostramos un esquema de todo el proceso:

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Este sería el diagrama energético del proceso:

4.2.3.- Propiedades de las sustancias iónicas. No contienen átomos sino iones y puesto que las fuerzas electrostáticas son muy fuertes, tendrán puntos de fusión y de ebullición muy altos. En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones tienen posiciones fijas y carecen de movilidad, pero, al fundirse o disolverse en agua, se desmorona la red cristalina quedando los iones en libertad, por lo que estos compuestos fundidos o disueltos conducen la electricidad. Son sólidos muy duros porque las fuerzas electrostáticas que unen los iones son grandes, pero también son frágiles, ya que, al haber un ordenamiento tan perfecto en la red, pequeños desplazamientos de los iones hacen que las fuerzas que antes eran de atracción pasen a ser de repulsión, por lo que el sólido se rompe:

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El enlace químico

En general, los sólidos iónicos son solubles en disolventes polares y no en apolares, ya que, las moléculas del disolvente se colocan alrededor de los iones (orientando sus dipolos de forma adecuada), y éstos se separan de la red cristalina. Hay que tener en cuenta que, no todas las sustancias que en disolución dan iones son sustancias iónicas; también lo hacen algunas sustancias covalentes polares como HCl o H2SO4. Podemos estudiar la variación de algunas de las propiedades que acabamos de comentar en base a las fuerzas electrostáticas y no direccionales que unen a los iones en la red cristalina. Dichas fuerzas vienen determinadas por la Ley de Coulomb: →

F =K⋅

q1 ⋅ q2 → u r2

por lo tanto, a medida que los iones estén más cargados, y sus radios sean más pequeños, las fuerzas electrostáticas que los unen serán más fuertes, por lo que, tendrán puntos de fusión y ebullición más altos, serán más duros, serán menos solubles, etc. Con los siguientes datos podrás apreciarlo con mayor facilidad: Cristal NaI NaF CaF2 Al2O3

Q1 1 1 2 3

Q2 1 1 1 2

r (Aº) 3’11 2’31 2’35 1’90

Punto de fusión 660 988 1360 2030

Dureza 2’8 3’2 4’0 9’0

Solubilidad (gr/l) 158’70 4’22 0’15 0’00

4.3.- Sustancias moleculares. 4.3.1.- Fundamentos del enlace covalente. El enlace iónico se da entre átomos de electronegatividad muy diferente, en cambio, el enlace covalente se da entre elementos de alta electronegatividad muy parecida. En vez de una cesión de electrones, (como tiene lugar en el enlace iónico), se produce una compartición de pares de e-, que se concentran entre los núcleos enlazándolos. El número de pares de electrones compartidos será el necesario para que los dos átomos adquieran configuración electrónica de gas noble. A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional y más fuerte; y su formación también comporta una liberación de energía. En la siguiente dirección puedes encontrar una simulación del enlace covalente en la molécula de Hidrógeno: http://www.visionlearning.com/library/flash_viewer.php?oid=1348

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4.3.2.- Clasificación de los enlaces covalentes. i) atendiendo al número de electrones compartidos: a) enlace covalente simple: Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir, se comparte un par de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Hidrógeno (H2):

Si los átomos están infinitamente separados, se considera que tienen energía cero, pero a medida que se acercan existen fuerzas de atracción (entre el e- de un átomo y el p+ del otro), y fuerzas de repulsión, (entre las dos nubes electrónicas). Al principio las fuerzas de atracción son superiores a las de repulsión por lo que al acercarse se libera energía, pero llega un momento en el que las repulsiones empiezan a tener importancia y cuesta cada vez más acercarlos. Es decir, que la curva pasa por un mínimo y la distancia a la que se produce es la distancia de enlace que para la molécula de H2 es de 0'74 A°. La molécula de Hidrógeno presenta una energía menor a la de los átomos separados (que es una condición indispensable para que exista enlace). En este caso los dos átomos de Hidrógeno adquieren configuración electrónica de gas noble. Otro ejemplo de este tipo de enlace sería la molécula de cloro:

los dos átomos de cloro tienen 8 electrones a su alrededor y por lo tanto configuración electrónica de gas noble. b) enlace covalente doble: Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Oxígeno (O2):

c) enlace covalente triple: Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir, se comparten tres pares de electrones entre dos átomos, por ejemplo, la molécula de Nitrógeno (N2 ):

Es conveniente señalar que a medida que se compartan más pares de electrones, la distancia entre los átomos unidos será menor y el enlace será más fuerte (hará falta más energía para romperlo). Esto se puede comprobar con los datos de la siguiente tabla: Molécula F2 (F - F) O2 (O = O) N2 (N ≡ N)

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Energía (Kcal/mol) 36 118 225

distancia (Aº) 1’42 1’21 1’10

El enlace químico

ii) atendiendo a cómo están compartidos los electrones: a) enlace covalente puro o apolar: Los dos átomos que comparten electrones son del mismo elemento o bien de elementos de la misma electronegatividad para que los electrones enlazantes se compartan por igual. Todos los ejemplos vistos hasta ahora son de este tipo. b) enlace covalente polar: En un enlace covalente entre dos átomos iguales, los electrones del enlace se hallan igualmente compartidos, y el caso del enlace iónico constituye el otro extremo en el que los e- se transfieren totalmente. Cuando dos átomos no son iguales, surgen situaciones intermedias en las que los dos e- se encuentran compartidos entre los dos átomos pero no por igual. Por ejemplo, en la molécula de HCl el átomo de cloro es más electronegativo, lo que indica que tiene mayor tendencia a atraer la nube electrónica hacia sí que el hidrógeno, con lo que la molécula es eléctricamente asimétrica con más carga negativa concentrada en el átomo de Cl y una cierta carga positiva en el átomo de H; se crea un momento dipolar. Algunos ejemplos de este tipo de enlaces son: - el cloruro de hidrógeno:

al ser el átomo de cloro más electronegativo, atraerá más hacia él los electrones del enlace y se quedará cargado con una fracción de carga negativa. - el agua:

la diferencia de electronegatividad entre el O y el H explica su elevada polaridad y ésto hace que pueda utilizar como disolvente. - el amoniaco:

la molécula de amoniaco posee tres enlaces simples polares.

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c) enlace covalente coordinado o dativo: Es un enlace covalente en el que el par de e que se comparte es aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos. Algunos compuestos con este tipo de enlace son: -

- el ion amonio; por ejemplo en el cloruro amónico (NH4Cl): es un compuesto iónico, forma redes tridimensionales, (NH4+ Cl-), donde el catión no es un átomo sino una especie poliatómica en la que sus átomos están unidos por enlaces covalentes, uno de ellos coordinado o dativo:

uno de los H ha perdido un e- y forma con el par de electrones que tiene el N un enlace covalente coordinado. - el ozono: En el enlace simple, es el átomo central el que aporta los dos electrones del enlace:

aparecen dos estructuras para el Ozono que se denominan resonantes. El fenómeno de resonancia surge ante la imposibilidad de poder representar el estado electrónico de una molécula o ion mediante una sola estructura. En estos casos, ninguna de las dos (o más) estructuras resonantes tienen existencia real, sino una hibridación de todas ellas. Por ejemplo, en el caso del ozono, los dos enlaces que forma el átomo central con los de los extremos, son exactamente iguales a pesar de que, en la estructura de Lewis, uno de ellos sea un enlace covalente doble y el otro un enlace covalente coordinado. Este fenómeno de la resonancia es bastante frecuente.

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El enlace químico

4.3.3.- Estructuras electrónicas o diagramas de Lewis. No debe confundirse un enlace polar con una molécula polar. Así, por ejemplo, el enlace C-H es covalente polar, pero la molécula de metano (CH4) es apolar ya que dicha molécula tiene una estructura tetraédrica que anula todos sus momentos dipolares.

Para conocer si una molécula es polar o no hay que conocer su estructura espacial. El H2O es la molécula polar más característica. El ángulo que forman los dos enlaces O-H es de 104'5º debido a la repulsión que ejercen sobre los electrones de los enlaces, dos pares de electrones que posee el oxígeno:

En definitiva, una molécula con enlaces covalentes apolares, será necesariamente apolar, pero una molécula con enlaces covalentes polares, será apolar si tiene simetría y polar si carece de ella, es decir:

Para ver la estructura espacial de las moléculas y conocer, en definitiva su polaridad, es muy cómodo utilizar las estructuras de Lewis. Aunque ya las hemos utilizado, vamos a profundizar un poco más en ellas.

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Para hallar la estructura de Lewis hay que tener en cuenta que: - El Hidrógeno nunca puede tener más de dos e- a su alrededor. - Los átomos del 2º periodo tienden a cumplir la regla del octeto. No pueden estar rodeados de más de ocho e-. - Los demás átomos siguen en general la regla del octeto, pero tienen orbitales “d” vacíos y por lo tanto pueden alojar más de ocho e- a su alrededor. Las estructuras de Lewis sirven tanto para representar átomos como iones o moléculas. Para ello hay que seguir los siguientes pasos: a) Se representan las estructuras de Lewis de los elementos de la sustancia a estudiar. Se suman todos los electrones de valencia y se halla el número de enlaces que habrá en la molécula con la siguiente fórmula:

por ejemplo, para el CO2: nº de enlaces =

3 ⋅ 8 − (6 ⋅ 2 + 4 ) =4 2

b) Se forma el esqueleto de la molécula, formada por los símbolos de los elementos, poniendo como átomo central el que menos electrones de valencia tenga (exceptuando al hidrógeno) y si hay varios se elige el de mayor volumen (es decir, el de mayor Z). siguiendo con el mismo ejemplo:

c) Se disponen los enlaces calculados en el apartado a) de todas las formas posibles, con lo que se obtendrán hasta las estructuras resonantes si las hubiera. Después se completan los octetos de los átomos con pares de electrones no enlazantes: en el caso del dióxido de carbono hay tres posibilidades de colocar 4 enlaces entre los tres átomos:

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El enlace químico

d) Se buscan las cargas formales de cada uno de los átomos en las estructuras obtenidas (analizando los electrones que hay alrededor de cada uno de los átomos); y la más estable será la que menos carga formal obtenga.

datos experimentales indican que el dióxido de carbono es una estructura resonante de las tres que hay representadas, teniendo mayor peso específico la del centro. Veamos otro ejemplo representando la estructura de Lewis del ion nitrato (NO3-): a) n º de enlaces =

4 ⋅ 8 − (6 ⋅ 3 + 5 + 1) =4 2

b) esqueleto:

c) y d) (entre paréntesis figuran las cargas globales):

datos experimentales demuestran que el ion nitrato es resonante siendo las tres estructuras equivalentes. Como hemos indicado anteriormente, hay elementos que no cumplen la regla del octeto. Las causas pueden ser: 1.- Tener pocos electrones de valencia, no llegando a completar el octeto. Así le ocurre al hidrógeno, alcalinos, alcalinotérreos, térreos y carbonoideos con valencia +2. 2.- Tener muchos electrones de valencia, pudiendo ampliar el octeto al poseer orbitales atómicos vacíos en la capa de valencia. generalmente es el átomo central de la molécula el que deja de cumplir la regla del octeto. Vamos a verlo con algunos ejemplos:

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1a) Monóxido de carbono (CO): el carbono actúa con índice de oxidación +2.

1b) Monóxido de nitrógeno (NO): Hay un número impar de electrones en la molécula, y el problema se resuelve con la resonancia, dejando el electrón impar en cada uno de los átomos de la molécula:

1c) Tricloruro de aluminio (AlCl3): En los casos en los que no se cumple la regla del octeto, la ecuación: 4 ⋅ 8 − (7 ⋅ 3 + 3) nº de enlaces = =4 2 no se puede utilizar, ya que ella implica que cada uno de los átomos se rodea de ocho electrones. Luego, no podemos hacer uso de que en el tricloruro de aluminio hayan 4 enlaces, de hecho, se estructura de Lewis es:

2a) Pentacloruro de fósforo (PCl5): n º de enlaces =

6 ⋅ 8 − (7 ⋅ 5 + 5) =4 2

como vemos, esta ecuación no se puede utilizar ya que en el compuesto al menos se necesitan 5 enlaces. Su estructura de Lewis se obtiene ampliando el octeto del fósforo, ya que, al pertenecer al 3er período tiene orbitales atómicos vacíos ("3d") donde se pueden albergar electrones:

no hay cargas formales ni resonancia.

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El enlace químico

2b) Dióxido de azufre (SO2): nº de enlaces =

3 ⋅ 8 − (6 ⋅ 2 + 6 ) =3 2

si nos fiamos del resultado de esa ecuación, 3 enlaces, la estructura de Lewis sería:

serían dos estructuras resonantes con cargas formales, pero al poderse ampliar el octeto en el átomo de azufre, ya que pertenece al 3er periodo:

y datos experimentales demuestran la existencia de dobles enlaces. Siempre que sea posible eliminar cargas formales ampliando el octeto, se debe hacer.

2c) Ácido sulfúrico (H2SO4): Su estructura de Lewis sería:

n º de enlaces =

5 ⋅ 8 + 2 ⋅ 2 − (6 ⋅ 4 + 6 + 2 ⋅ 1) =6 2

para unir todos los átomos, pero, como el azufre pertenece al tercer período puede ampliar el octeto, y sabiendo que al tratarse de un ácido, los hidrógenos deben estar unidos directamente al oxígeno, se puede ver fácilmente que la estructura de Lewis del ácido sulfúrico será:

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4.3.4.- Estructuras espaciales de moléculas. Una vez realizada la estructura de Lewis de una molécula o ion en el plano, se puede representar su estructura geométrica en el espacio con sólo considerar los pares de electrones enlazantes y no enlazantes que tiene el átomo central de la molécula, teniendo en cuenta que éstos tenderán a separarse el máximo unos de otros, en base a las repulsiones electrostáticas que deben existir. Hay que tener en cuenta que el ángulo de separación entre ellos, también depende del núcleo del átomo al que esté enlazado el átomo central. La tabla de la página 84 nos indica las formas geométricas más corrientes: Si la molécula posee dobles o triples enlaces, en cuanto a su estructura geométrica, se trata como si fuese un enlace simple. Como se ha comentado con anterioridad, una molécula covalente será polar, en el caso de que, teniendo enlaces covalentes polares, no posee una simetría, por lo que no se anularan los momentos dipolares de cada uno de sus enlaces y la molécula global tendrá un momento dipolar permanente. Por el contrario, si la molécula posee simetría, se anularán sus momentos dipolares y será apolar. Por ejemplo:

a) Hidruro de berilio (BeH2):

a pesar de que los enlaces son polares, al ser una molécula lineal y simétrica, será apolar ya que se anulan sus momentos dipolares. Lo mismo le ocurre al metano (CH4) o al tricloruro de aluminio (AlCl3) cuyas estructuras de Lewis ya hemos visto y tienen una estructura espacial tetraédrica y trigonal respectivamente, siendo las dos simétricas y por lo tanto apolares. El elemento más electronegativo es el que se carga negativamente en el dipolo.

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El enlace químico

b) Amoniaco (NH3): Tiene una estructura espacial de pirámide trigonal que no es simétrica debido al par de electrones antienlazantes que tiene el nitrógeno, y por lo tanto será polar:

y el agua que también es una molécula polar; tiene una estructura tetraédrica angular que tampoco es simétrica debido a los dos pares de electrones que tiene libres el oxígeno:

A continuación te presentamos una tabla con las estructuras geométricas de moléculas más sencillas y un ejemplo de cada una de ellas. Para deducirlas debes tener en cuenta los siguientes aspectos: - El número total de pares de electrones que hay alrededor del átomo central te ayudará a determinar la forma espacial de la molécula. - Fíjate bien en los pares que son enlazantes y no enlazantes ya que es lo que te permitirá deducir si la molécula es polar o apolar. - Por otro lado, también hay que tener en cuenta si los átomos a los que se une el átomo central son iguales o no, ya que la diferencia de electronegatividad entre ellos también influirá en la simetría o no de la molécula. - Recuerda que si existen dobles o triples enlaces, a la hora de establecer la estructura espacial de la molécula contarán como si fuese un solo enlace, sólo que al haber más electrones en una zona concreta, los ángulos con respecto a los enlaces adyacentes serán mayores.

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Pares de electrones del átomo central

2

Pares enlazantes

Pares no enlazantes

2

0

lineal

3

Ejemplo

lineal

BeH2

Triangular plana

BCl3

Angular trigonal

SnCl2

Tetraédrica

CH4

Pirámide trigonal

NH3

Angular tetraédrica

H2O

Bipirámide trigonal

PCl5

Tetraedro irregular

TeCl4

Forma de T

ClF3

Octoédrica

SF6

Pirámide de base cuadrada

IF5

Cuadrangular plana

XeF4

0

3 2

1

4

0

Triangular plana

3

Forma geométrica

1

4 2

2

Tetraédrica

5

4

0

1

5 3

2

6

0

Bipirámide trigonal

5

6

4

Octoédrica

110

1

2

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4.3.5.- Teoría del enlace de valencia (TEV). La mecánica cuántica proporciona una explicación más completa del enlace covalente de lo que lo hace la teoría de Lewis de la compartición de electrones, justificando el papel del par de electrones en la constitución de los enlaces y, al mismo tiempo, describiendo la geometría de las moléculas formadas. Consideremos la formación de una molécula de hidrógeno (H2). Cuando los dos átomos de Hidrógeno se aproximan, sus núcleos atraen cada vez más a las nubes electrónicas del otro átomo. Llega un momento en que las nubes se solapan parcialmente, con lo que la densidad electrónica entre los núcleos se ve incrementada. Es esta densidad electrónica elevada la que mantiene unidos, por atracción electrostática, los dos núcleos, quedando así constituida la molécula. La formación del enlace H – H, puede expresarse, por tanto, diciendo que se solapan los orbitales 1s de los dos átomos. El solapamiento supone que ambos orbitales comparten una región común del espacio entre los dos núcleos, donde podríamos decir que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.

Desde el punto de vista energético, cuando los átomos están muy separados, no hay interacción (E=0). Al aproximarse, comienza el solapamiento de los orbitales 1s y la fuerza de atracción entre los átomos se incrementa, con lo que la energía potencial del sistema disminuye y llega a alcanzar un mínimo. En este momento, el solapamiento es el óptimo y la distancia entre los núcleos es precisamente la longitud del enlace H – H de la molécula H2. Si a partir de este momento, seguimos acercando los átomos, la energía potencial aumenta debido a la repulsión ejercida por los dos núcleos de los dos átomos. Una idea que conviene subrayar es que, para que el proceso sea favorable, los orbitales atómicos que se solapan espacialmente deben poseer electrones desapareados con espines opuestos (para no incumplir el principio de exclusión de Pauli). Esto también explicaría la razón por la que los gases nobles no se unen ni siquiera consigo mismos, ya que no tienen electrones desapareados.

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Así pues, la covalencia de un elemento o, el número de enlaces covalentes que podrá formar es igual al número de electrones que posee desapareados. Por ejemplo el flúor tiene una covalencia de 1, el oxígeno de 2. Algunos elementos tienen más de una covalencia ya que al tener orbitales vacíos pueden desaparear electrones, por ejemplo, el cloro tiene una covalencia de 1, 3, 5 ó 7 porque posee los orbitales “3d” vacíos.

En la teoría de los enlaces de valencia (TEV), los orbitales moleculares se forman por solapamiento de los orbitales atómicos. Para un mejor solapamiento de los orbitales atómicos de partida, estos deben tener tamaño y energías parecidas, así como estructuras espaciales adecuadas. La simetría de los orbitales moleculares formados, depende de los orbitales atómicos que participan en el enlace y de la forma en que se solapan. No vamos a profundizar mucho en el tema, pero comentaremos que existen dos posibilidades: a) Orbitales moleculares sigma (σ): Los orbitales atómicos se solapan frontalmente y se produce un único solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Tiene un eje de simetría con respecto a la línea que une los dos núcleos. Una rotación con respecto a dicho eje no produce ningún cambio. La máxima probabilidad de encontrar a los electrones en este tipo de orbitales, se concentra entre los dos núcleos fundamentalmente. A continuación te presentamos algunos ejemplos:

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El enlace químico

b) Orbitales moleculares pi (π): Los orbitales atómicos se solapan lateralmente y se produce dos o más solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Existe un plano nodal de simetría que incluye a los núcleos y la máxima probabilidad de encontrar a los electrones en el orbital molecular formado no se concentra entre los núcleos:

Un orbital molecular es tanto más estable cuanto mayor es el grado de solapamiento entre los orbitales atómicos que lo forman. Los orbitales moleculares σ son más estables que los Π porque el grado de solapamiento de los orbitales “s” es mayor que el de los “p”. 4.3.6.- La teoría de los orbitales moleculares (TOM). Dentro del marco de la Mecánica cuántica, existe otra teoría que también trata de explicar el enlace covalente. Esta es la teoría de los orbitales moleculares (TOM). La TOM es una teoría más completa, pero también más difícil de manejar y entender. Estudia la molécula como un conjunto de núcleos y electrones para los cuales hay que resolver la ecuación de Schördinger. De esta manera, se obtienen los orbitales del ámbito de toda la molécula que nos indican, al igual que los orbitales atómicos, la zona del espacio que encierra entre un 90 y un 99% de la probabilidad de encontrar a los electrones de la molécula. Los orbitales moleculares se forman por combinación de orbitales atómicos. Si esta combinación da lugar a un orbital molecular de menor energía que los dos orbitales atómicos de partida se llama enlazante, y si es de mayor energía antienlazante. En general, los e- sólo se disponen en orbitales moleculares antienlazantes cuando la molécula se encuentra en estado excitado, al haber absorbido energía.

4.3.7.- Hibridación de orbitales. En algunas moléculas se presenta el problema de explicar cómo a partir de orbitales atómicos diferentes se pueden formar enlaces idénticos. Hay que suponer que durante la reacción se produce un proceso de hibridación o recombinación de orbitales atómicos puros, resultando unos nuevos orbitales atómicos híbridos. Dichos orbitales se caracterizan por: 1) Se produce el mismo número de orbitales híbridos que orbitales atómicos de partida. 2) Son todos iguales, energéticamente y formalmente. Sólo se diferencian en su orientación espacial. 3) Para que pueda existir hibridación, la energía de los orbitales atómicos de partida debe ser muy similar. 4) Los ángulos entre ellos son iguales.

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Vamos a ver algunos ejemplos: a) Hidruro de berilio (BeH2); hibridación sp: El Berilio tiene de número atómico Z = 4 y su estructura electrónica es:

con lo que al no tener electrones desapareados, no podría formar enlaces covalentes. Sin embargo, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:

ya que al tener los orbitales atómicos 2s y 2p energías muy parecidas, resulta fácil que un electrón de los situados en el orbital 2s pase a ocupar un orbital 2p vacío evitando así la repulsión que podría existir al haber dos electrones en el mismo orbital 2s. De esta manera, al tener dos electrones desapareados podría formar dos enlaces covalentes. Al unirse con el hidrógeno, se puede pensar que el estar los dos electrones en orbitales atómicos distintos (en energía, forma, tamaño y orientación), los enlaces sean distintos, pero experimentalmente se comprueba que los dos enlaces son idénticos. Esto se explica diciendo que ha habido una homogeneización de un orbital s y otro p (hibridación sp). Se forman dos orbitales híbridos sp:

La molécula de hidruro de berilio es lineal.

b) Borano (BH3); hibridación sp2 : El Boro tiene de número atómico Z = 5 y su estructura electrónica es:

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El enlace químico

al tener un electrón desapareado, sólo podría formar un enlace. Sin embargo, por la misma razón que en el caso anterior, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:

Así, al tener tres electrones desapareados puede formar tres enlaces covalentes. Pero, al igual que antes los tres enlaces son iguales a pesar de que los orbitales atómicos en los que están los electrones a compartir son distintos. En este caso se produce una homogeneización de un orbital s y dos p (hibridación sp2). Se producen tres orbitales híbridos sp2:

La molécula de trihidruro de boro o borano es trigonal, cada enlace está separado del otro formando un ángulo de 120 º:

c) Metano (CH4); hibridación sp3 : El Carbono tiene de número atómico Z = 6 y su estructura electrónica es:

tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. Así es su configuración cuando actúa con valencia 2. Pero la mayoría de los compuestos del carbono tienen lugar cuando éste actúa con valencia 4, adquiriendo la siguiente configuración:

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Así, al tener cuatro electrones desapareados puede formar cuatro enlaces covalentes. Experimentalmente, también se ha comprobado que los cuatro enlaces son iguales, produciéndose una homogeneización de un orbital s y tres p (hibridación sp3). Se producen cuatro orbitales híbridos sp3:

La molécula de tretrahidruro de carbono o metano es tretragonal.

d) Hexafluoruro de azufre (SF6); hibridación sp3d2 : El Azufre tiene de número atómico Z = 16 y su estructura electrónica es:

tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. Así es su configuración cuando actúa con valencia 2. Pero, al tener los orbitales 3d una energía similar a la de los 3s y 3p, con un poco más de energía, desaparea todos sus electrones adquiriendo la configuración:

Los seis enlaces que puede formar son iguales, produciéndose una homogeneización de un orbital s, tres p y dos d, es decir, se forman seis orbitales híbridos sp3d2:

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El enlace químico

La molécula de hexafluoruro de azufre tiene una estructura espacial octoédrica.

4.3.8.- Enlaces intermoleculares. Entre las moléculas con enlaces covalentes se establecen fuerzas de atracción eléctrica, cuya intensidad depende de la naturaleza de las mismas. Vamos a diferenciar entre atracciones de tres tipos: a) Fuerzas de atracción entre dipolos. b) Enlaces por puente de hidrógeno.

a) Fuerzas de atracción entre dipolos: Fueron postuladas por Van der Waals en 1873, y a pesar de que son mil veces menores que un enlace covalente, sin ellas no se podría explicar la licuación de determinados gases formados por moléculas no polares. Son fuerzas débiles de atracción entre dipolos que pueden ser inducidos (Fuerzas de London) o permanentes (Fuerzas de Van der Waals). a1) Fuerzas de London: se producen entre sustancias no polares como el N2, O2, etc. e incluso entre átomos: He, Ne, etc. Si bajamos mucho la temperatura, los electrones de dichas sustancias pierden energía cinética, y entonces, es posible, que en un instante determinado exista más densidad de carga electrónica en un extremo de la molécula que en otro, creándose un dipolo inducido. Si ésto ocurre en moléculas (o átomos) contiguos, puede hacer que se atraigan formando uniones entre ellas, pudiéndose llegar a la licuación de dichos gases. A medida que el átomo o la molécula sea más grande, este dipolo inducido será más fácil de crear. a2) Fuerzas de Van der Waals: si las moléculas ya son polares, los dipolos se orientan para atraerse con el polo de signo contrario de la molécula vecina, existiendo fuerzas de atracción entre ellas. Aunque estas fuerzas siguen siendo débiles, son mayores que las de London, en las que el dipolo tiene que ser inducido.

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b) enlaces por puente de hidrógeno: Para que se produzca un enlace de este tipo, deben cumplirse dos condiciones: 1.- El hidrógeno se une a un elemento muy electronegativo (F, Cl, O o N), con lo que, al ser la diferencia de electronegatividad elevada, se forma un enlace covalente muy polar, donde el hidrógeno es el que se carga positivamente. 2.- El elemento al que se une el hidrógeno debe tener pares de electrones que no formen parte del enlace covalente polar con el hidrógeno. 3.- La molécula debe ser polar, es decir, debe carecer de simetría que anule los dipolos creados. Entonces se produce una doble atracción de tipo electrostático entre: 1.- dipolos de moléculas contiguas, es decir, el polo positivo de una molécula con el negativo de otra. 2.- el polo positivo del dipolo de una molécula con los pares de electrones no enlazantes del elemento al que se une el hidrógeno, de otra molécula.

Este es el llamado enlace por puente de hidrógeno que es mucho más fuerte que las fuerzas de Van der Waals. Hay que señalar también que los enlaces por puente de hidrógeno se pueden dar entre moléculas diferentes (intermoleculares) o dentro de una misma molécula si su geometría es la adecuada (intramoleculares). Es importante que se entienda que tanto las fuerzas de Van der Waals como los enlaces por puente de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes, y de hecho, cuando calentamos una sustancia covalente, se rompen de forma relativamente fácil los enlaces intermoleculares pero nunca los enlaces covalentes que unen a los distintos átomos de la molécula. Por ejemplo, cuando hervimos agua, no obtenemos hidrógeno y oxígeno sino vapor de agua, es decir, se han roto los enlaces por puente de hidrógeno pero no los enlaces covalentes que unen a los átomos de hidrógeno con el de oxígeno.

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El enlace químico

4.3.9.- Propiedades de las sustancias moleculares. A temperaturas bajas, todos estos compuestos se encuentran en estado sólido formando redes cristalinas muy débiles. La formación de estas redes se explica por las débiles fuerzas de Van der Waals que se originan por atracción electrostática entre dipolos, ya sean permanentes o inducidos. Los de las moléculas apolares son sólidos blandos (como por ejemplo los de yodo), mientras que los de las sustancias polares son algo más duros ya que las fuerzas que unen las moléculas son algo más grandes, por ejemplo en el hielo. En general tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos, y van aumentando en función de la mayor polaridad de las moléculas o del mayor peso molecular, ya que, de esta manera, al ser más fácil crear el dipolo, las uniones serán más fuertes, por ejemplo: Sustancia H2 O CH4 CH3 - CH3 CH3 - CH2 - CH3 CH3 - CH2 - OH

Punto de ebullición (ºC) 100 - 164 - 89 - 42 78’5

Peso molecular (umas) 18 16 30 44 46

Momento bipolar (D) 1’85 0 0 0’084 1,69

Las sustancias apolares no son conductoras de la corriente eléctrica ya que no poseen partículas cargadas que puedan quedar libres; sin embargo, las polares, al tener dipolos permanentes, pueden conducir, aunque poco, la electricidad. Dichas sustancias suelen presentarse a temperatura ambiente y presión atmosférica como gases, aunque a medida que las fuerzas intermoleculares aumentan, pueden llegar a ser líquidos e incluso sólidos. Cabe resaltar, también, que los líquidos covalentes polares, como el agua, tienden a ser muy buenos disolventes de las sustancias iónicas, pero la tendencia de las sustancias moleculares es a disolverse en disolventes apolares.

4.4.- Las sustancias covalentes (macromoléculas). 4.4.1.- Enlaces de las sustancias covalentes. Las sustancias covalentes son gigantescas agrupaciones de átomos unidos por enlaces covalentes formando sólidos con redes tridimensionales. Dichos átomos deben tener una electronegatividad elevada, junto con la capacidad de tener tres o cuatro electrones enlazantes para formar fuertes enlaces covalentes. Se puede considerar a todo el sólido como una gran molécula. Ejemplos de estas sustancias son el carbono diamante, el cuarzo (dióxido de silicio), el carburo de Silicio, etc.

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4.4.2.- Propiedades de las sustancias covalentes. Como los átomos están unidos por fuertes enlaces covalentes muy estables, no es de extrañar que, estos sólidos sean extremadamente duros, tengan puntos de fusión muy altos y sean virtualmente insolubles; sólo se disuelvan en compuestos que reaccionen químicamente con ellos. Tienen escasa conductividad eléctrica debido a la gran localización de los electrones en las regiones donde se encuentran los enlaces covalentes que hacen que sean incapaces de moverse libremente por la acción de un campo eléctrico externo.

4.4.3.- Estructuras de algunas sustancias covalentes. a) Cuarzo: El cuarzo es una estructura particular de cristalizar el dióxido de silicio. Cada átomo de Si se encuentra enlazado con 4 de O y a su vez cada O está unido a dos Si mediante enlaces covalentes polares, formando una red de gran número de átomos, (SiO2).

b) Carbono diamante y carbono grafito: En el carbono diamante, los átomos de carbono se unen para formar un retículo cristalino de dimensiones infinitas, en la que cada uno de ellos se une a otros cuatro mediante enlaces covalentes puros formando estructuras tetraédricas. Esto explica su elevada dureza, su baja reactividad, su nula conductividad eléctrica y su casi infusibilidad.

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El enlace químico

Por otra parte, el carbono grafito, es otra estructura cristalina del carbono. Mientras que el carbono diamante es una red tridimensional, el grafito es un sólido con redes en forma de capa. Contiene agrupaciones de átomos de carbono unidos por enlaces covalentes puros, de dimensiones infinitas, pero en dos direcciones. De los cuatro electrones que tiene cada uno de los átomos de carbono, tres se utilizan para unirlo con un enlace covalente puro a otros tres en un mismo plano formando estructuras hexagonales de seis átomos, y el cuarto electrón está deslocalizado entre los planos tratando de unirlos. En virtud de esta estructura, el carbono grafito es conductor de la electricidad y del calor, carece de la dureza del diamante y se exfolia fácilmente, es decir, se puede laminar.

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4.5.- Las sustancias metálicas. 4.5.1.- El enlace metálico. La gran mayoría de los elementos conocidos son metálicos. Todos ellos son conductores del calor y de la electricidad. Se caracterizan por: a) Tener pocos electrones en su última capa. b) Bajo potencial de ionización. Los compuestos formados entre los metales se llaman aleaciones y no obedecen, generalmente a las reglas de la estequiometría; así, el cobre disuelve al cinc en cantidades que pueden variar desde la traza hasta el 38'4%. Cualquier aleación de estos dos elementos entre esos dos porcentajes recibe el nombre de latón, y como no posee una composición definida se le clasifica como una simple disolución, aunque sus iones estén unidos por fuertes enlaces metálicos. Todavía hoy no se conoce un modelo que explique de forma convincente como se unen los átomos de los metales. Estudios de rayos X confirman que en la red cristalina existen iones. Sin embargo debe descartarse el modelo de enlace iónico porque ello supondría la transferencia de electrones lo cual no es lógico en átomos iguales. Por otra parte el enlace covalente también queda descartado ya que en este caso los e- estarían localizados y los metales no conducirían la electricidad lo que no es cierto. Para explicar los hechos existen dos teorías: el modelo del gas de electrones y la teoría de bandas que a continuación pasamos a detallar. 4.5.2.- El modelo del gas de electrones. Es el modelo más sencillo basado en la intuición más que en conocimientos científicos rigurosos y está sustentado en las siguientes hipótesis: - Los átomos metálicos pierden sus electrones de la capa de valencia quedándose cargados positivamente. - Los cationes forman una red tridimensional ordenada y compacta cuya estructura depende en gran medida del tamaño de los cationes del metal. - Los electrones de valencia liberados ya no pertenecen a cada ión sino a toda la red cristalina, rodeando a los cationes como si fuesen un gas de electrones, neutralizando la carga positiva. - El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red cristalina de cationes y no puede escapar de ella debido a la atracción electrostática con los cationes. es decir, el modelo sugiere que los electrones de valencia están totalmente libres y deslocalizados, formando una nube electrónica que interacciona simultáneamente con muchos cationes. Esto explicaría la presencia de iones y la conductividad eléctrica de los metales. Por lo tanto, al hablar de un metal como el Fe, habría que hablar de una gran macromolécula Fen.

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El enlace químico

4.5.3.- La teoría de bandas. La teoría de bandas está basada en la mecánica cuántica y procede de la teoría de los orbitales moleculares (TOM). En esta teoría, se considera el enlace metálico como un caso extremo del enlace covalente, en el que los electrones de valencia son compartidos de forma conjunta y simultánea por todos los cationes. Desaparecen los orbitales atómicos y se forman orbitales moleculares con energías muy parecidas, tan próximas entre ellas que todos en conjunto ocupan lo que se franja de denomina una “banda de energía”. Aunque los electrones van llenando los orbitales moleculares en orden creciente de energía, estas son tan próximas que pueden ocupar cualquier posición dentro de la banda. La banda ocupada por los orbitales moleculares con los electrones de valencia se llama banda de valencia, mientras que la banda formada por los orbitales moleculares vacíos se llama banda de conducción. A veces, ambas bandas se solapan energéticamente hablando. Este modelo explica bastante bien el comportamiento eléctrico no solo de las sustancias conductoras sino también de las semiconductoras y las aislantes. En los metales, sustancias conductoras, la banda de valencia se solapa energéticamente con la banda de conducción que está vacía, disponiendo de orbitales moleculares vacíos que pueden ocupar con un mínimo aporte de energía, es decir, que los electrones están casi libres pudiendo conducir la corriente eléctrica. En los semiconductores y en los aislantes, la banda de valencia no se solapa con la de conducción. Hay una zona intermedia llamada banda prohibida. En los semiconductores, como el Silicio o el Germanio, la anchura de la banda prohibida no es muy grande y los electrones con suficiente energía cinética pueden pasar a la banda de conducción, por esa razón, los semiconductores conducen la electricidad mejor en caliente. Sin embargo, en los aislantes, la banda prohibida es tan ancha que ningún electrón puede saltarla. La banda de conducción está siempre vacía.

4.5.4.- Propiedades de las sustancias metálicas. Las propiedades de las sustancias metálicas difieren mucho de unas a otras, pero vamos a hablar en general de todas ellas: a) Densidad: El empaquetamiento compacto de los iones en la red cristalina metálica hace que las densidades de los metales sean altas en general, aunque hay mucha diversidad y excepciones, por ejemplo, los metales alcalinos y el plomo son muy blandos, mientras que el osmio y el platino son muy duros. Todos son sólidos excepto el Mercurio, el Cesio y el Francio que son líquidos.

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b) Puntos de fusión y ebullición: En general el enlace metálico mantiene los iones fuertemente unidos dado que la mayoría poseen puntos de fusión y de ebullición muy altos, aunque hay grandes variaciones, desde el cesio, (29ºC), hasta el platino que es casi infusible. Los puntos de fusión y ebullición dependen en gran medida de dos factores: i) del tamaño: A medida que el tamaño del ion es mayor, el punto de ebullición disminuye. ii) del número de electrones cedidos por cada átomo: A medida que el número de electrones cedidos por cada átomo sea mayor, el punto de fusión será más alto. Aquí te damos unos datos para que lo compruebes tú mismo: Número de electrones enlazantes elemento: Punto de fusión (ºC)

1 K : 54 Rb : 39 Cs : 29

2 Ca : 851 Sr : 771 Ba : 717

3 Sc : 1397 Y : 1277 La : 887

c) Conductividad eléctrica y térmica: Son buenos conductores eléctricos, ya que los electrones de la nube electrónica se pueden mover con total libertad. Por la misma razón, si los metales se calientan, los electrones adquieren mayor energía cinética que se va trasladando por todo el metal.

d) Propiedades mecánicas: Son dúctiles (se pueden hacer hilos por estiramiento) y maleables (se pueden laminar) debido a la naturaleza de las fuerzas que mantienen unido al sólido, es decir, que siempre que la separación entre los cationes no sea muy grande, la nube electrónica los mantendrá unidos).

e) Brillo: Debido a la movilidad de electrones, son capaces de absorber y después remitir prácticamente todas las longitudes de onda de la luz visible, por eso en general tienen un color negruzco y opaco; el cobre y el oro no remiten una parte de la radiación azul que reciben y por eso tienen un color amarillento.

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4.6.- Cuadro resumen de las propiedades de las sustancias.

Propiedad Dureza Estado a temperatura ambiente Puntos de fusión Puntos de ebullición Solubilidad en agua Solubilidad en disolventes apolares Conductividad eléctrica Ejemplos

Sustancias iónicas

Sustancias moleculares

Sustancias macromoleculares

Sustancias metálicas

Duras pero frágiles

Blandas

Muy duras

Duras y blandas (gran variedad)

Sólidas

Gases, líquidas y sólidas

Sólidas

Sólidas menos el Hg (líquido)

Muy altos

Variados pero altos

Muy altos

Muy altos

Insolubles

Insolubles en general

Solubles en general

Insolubles

Insolubles

No

No

Si

F2 CO2 CH4

Diamante (Cn) Cuarzo (SiO2) Carburo de Silicio

Aln Fen Crn

Altos Líquidos en gran rango de temperaturas Solubles en general

Insolubles Si disueltos o fundidos; no en estado sólido NaCL HgO MgCO3

Variados sin llegar a ser altos Líquidos en pequeños rangos de temperatura Insolubles en general

4.7.- Problemas y cuestiones. 191.- Interpretar de forma cualitativa la siguiente tabla: Compuesto NaF Temperatura de fusión (ºC) 1000

NaCl 800

NaBr 750

NaI 670

y predecir cuál de los dos compuestos NaF o CaO tendrá mayor temperatura de fusión, teniendo en cuenta que tienen la misma estructura cristalina y sus iones tienen radios similares. 192.- Cuatro elementos diferentes A, B, C y D, tienen de números atómicos 6, 9, 13 y 19 respectivamente. Averigua: a) el número de electrones de la capa de valencia. b) su clasificación en metales y no metales. c) Las fórmulas de los compuestos que formará B con cada uno de los restantes elementos y ordenarlos desde el más iónico hasta el más covalente. 193.- ¿Qué quiere decir que una molécula es polar? ¿Qué molécula será más polar el CH4 o el NH3? ¿y entre el NH3 y el NF3?

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194.- Dar una explicación entre los siguientes hechos: a) el cloruro sódico tiene un punto de fusión de 800 ºC, en cambio, el cloro es un gas a temperatura ambiente. b) el diamante no conduce la corriente eléctrica mientras que el níquel si lo hace. ¿Y el grafito? c) el flúor es una molécula covalente mientras que el fluoruro de cesio es iónico. 195.- Indicar qué fuerzas atractivas han de ser vencidas para que se verifiquen los siguientes procesos: a) Disolución de nitrato sódico en agua; b) Fusión de un cristal de hielo; c) Ebullición de hidrógeno líquido y d) Fusión de una aleación de plomo-estaño (soldadura). 196.- Justificar la geometría de las siguientes moléculas, así como su longitud de enlace y su energía de enlace: Molécula Ángulo de enlace Longitud de enlace Energía de enlace 109'5° 1'54 Aº 346'94 KJ/mol C2H6 C2H4 120° 1'34 Aº 610'28 KJ/mol 180° 1'20 Aº 836'02 KJ/mol C2H2 197.- Las gráficas siguientes proporcionan los valores de temperaturas de ebullición de algunos compuestos. Tratar de explicar las variaciones que presentan así como las anomalías:

198.- Teniendo en cuenta la estructura electrónica, ¿cuál es el motivo de que los halógenos tengan predominantemente valencias impares? 199.- Indicar en qué sustancias de las mencionadas abajo existen enlaces por puente de hidrógeno, para lo que es recomendable dibujar su estructura espacial: Mr (umas) T. Ebullición Compuesto Mr (umas) T. Ebullición Compuesto 16 - 161’4 CH3 - CH3 30 - 88’0 CH4 17 - 33’1 CH3 - NH2 31 - 6’7 NH3 18 100,0 CH3 - OH 32 65’0 H2 O 200.- Clasificar como covalente puro, covalente polar o iónico el enlace que presentará la unión de los siguientes pares de elementos, explicándolo: a) Li-O b) Br-I c) Mg-H d) O-O e) Rb-F 201.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos: NF3 ; SO2 ; SF4 a) determinar su estructura espacial. b) indicar para todas las moléculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso, establecer qué átomo se cargará positivamente y cuál negativamente. c) establecer cuáles de las moléculas son polares.

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El enlace químico

202.- Clasificar como iónico, covalente molecular, covalente macromolecular o metálico: a) Un sólido que funde por debajo de los 100 °C dando un líquido no conductor de la electricidad. b) Un sólido que conduce la corriente eléctrica. c) Un sólido que no es conductor, pero sí lo es cuando funde. d) Un sólido aislante que no se disuelve en agua y funde a 2000° e) Un sólido aislante que se disuelve en agua dando una disolución conductora de la electricidad. 203.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos: ; CO ; NO2- ; BrF3 SiCl4 a) determinar su estructura espacial. b) indicar para todas las moléculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso, establecer qué átomo se cargará positivamente y cuál negativamente. c) establecer cuáles de las moléculas son polares. 204.- Escribir las estructuras de Lewis para el metano y el amoníaco. ¿Cuáles son las fuerzas intermoleculares que mantienen unidas a sus moléculas en estado sólido? ¿cuál de las dos sustancias tendrá un punto de fusión más elevado?. Justifica las respuestas. 205.- Trata de identificar las siguientes temperaturas de ebullición a qué gas noble Ne, Ar o Kr pertenecen. Justifica la respuesta. -152'30 °C, -246'05 °C, -185'71 °C 206.- Asigna correctamente a cada sustancia su punto de ebullición: Compuesto CaO KF CsI Punto de ebullición (°C) 1280 1505 2850 207.- Indicar el tipo de enlace interatómico e intermolecular de las siguientes sustancias: a) NaCl (s), b) NaCl (ac), c) NaCl (g) d) H2 (s), e) H2 (g) g) NH4OH (ac) f) NH3 (g) 208.- Explica el hecho de que el H2O, HF y NH3 tengan puntos de ebullición superiores que el resto de los compuestos de hidrógeno con los elementos de la misma familia. 209.- ¿Por qué los restantes elementos de la familia del oxígeno, nitrógeno o flúor no forman también enlace de hidrógeno, si su configuración electrónica externa es la misma que la de estos elementos?. 210.- Justificar, en base a la configuración electrónica del átomo central, la existencia de estas moléculas: CO2 , PF3, SO2 211.- Las neveras emplean para refrigerar gas freón, CF2Cl2, un gas que ataca el ozono de la estratosfera. En las cámaras de gas se emplea uno tóxico, HCN. Dibuja los diagramas de Lewis de sus moléculas.

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212.- Explica el hecho de que siendo el fósforo y silicio elementos próximos en la tabla periódica la molécula PF3 sea polar mientras que SiF4 no lo sea. 213- Dada la tabla adjunta, ordena según su polaridad, los siguientes enlaces: H--F, Cl--Cl, H--S, H--N, H--Cl, Cl--F, C--O, H--O, H--C. Elemento F O Cl N C S H Electronegatividad 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1 214.- Explica la forma geométrica de la molécula de H2O y justifica por qué el ángulo de enlace es menor de 109o. 215.- Justifique la polaridad o no polaridad de las moléculas de: CCl4 , SiH4 , BF3 ,BeI2 . 216.- Dados los compuestos siguientes: NaCl, NaI, KCl, LiF, ordenarlos según un orden creciente de distancia interiónica. 217.- Dados los compuestos siguientes: OF2 ; BF3 ; NF3, dibuja sus diagramas de Lewis, pronostica su tipo de enlace, la polaridad de los mismos y su geometría . 218.- Dibujar la estructura de Lewis y describir la forma geométrica de las siguientes moléculas: CO2, H2, NH3, HCHO (metanal), SO2. ¿Serán moléculas polares?. 219.- Indica la diferencia entre las propiedades físicas del cobre, del dióxido de carbono y del fluoruro de cesio a partir del tipo de enlace de cada uno. 220.- Dados los elementos A y B de números atómicos 9 y 19 respectivamente, indica: a) Tipo de enlace que formarían: A-A, B-B y A-B. b) ¿Sería el compuesto A-B soluble en agua? ¿Por qué?. 221.- Explica muy brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos mientras que el CCl4 no lo hace. 222.- La molécula de agua es polar, mientras que la de CO2 no lo es. Explica estos hechos a partir de las geometrías moleculares. 223.- Representar según Lewis la estructura del ión nitrato indicando también su geometría. 224.- Escriba la configuración de Lewis de la molécula de metano, e indique geometría, ángulos de enlace y si la molécula es polar. 225.- Indicar cuál es el número de coordinación del ión sodio en el cloruro sódico. ¿Qué estructura presenta el cloruro sódico?. 226.- El aspecto más sobresaliente del enlace en los compuestos del carbono es que el carbono puede formar cuatro enlaces con los átomos vecinos. Justifique este hecho.

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El enlace químico

227.- Dibujad las estructuras de Lewis y determinad la geometría molecular de las siguientes moléculas: cloruro de hidrógeno, agua, trifluoruro de boro, acetileno, amoníaco, tetracloruro de carbono. 228.- Dibujad las estructuras de Lewis de las siguientes especies: ión óxido, bromuro de hidrógeno, anión sulfato. 229.- Representad la estructura de Lewis para las siguientes moléculas: a) CF4, b) PCl5, c) PCl3, d) Br2. ¿Qué geometría asignaríais a las moléculas CF4 y PCl3?. 230.- Clasificad las siguientes sustancias según su enlace sea iónico o covalente: agua, cloruro sódico, acetileno, cloro, fluoruro de cesio, óxido de magnesio, óxido de calcio y cloruro cálcico. 231.- Indicad la geometría de las moléculas: BeH2, BCl3 y CBr4. 232.- Clasificad las siguientes especies químicas como sólidos, líquidos o gases a temperatura ambiente: HCl, CH3COOH, CO2, NH3, Cl2, NaOH, I2, Fe, CaCO3, KCl, NiCl2, NaI, CH4. 233.- Dad ejemplos de cinco elementos que sean gases, cinco que sean sólidos y uno que sea líquido a temperatura ambiente. 234.- Indicad la configuración electrónica del átomo de boro en su estado fundamental y razonad cuál sería la geometría de la molécula BF3. 235.- ¿Qué número máximo de enlaces podrían formar los elementos C , B, As y Be con el flúor, si todos los electrones de valencia de estos átomos participaran en la formación de enlaces? 236.- Clasificar como covalente polar, apolar o iónico el enlace químico que se formará entre los siguientes pares de elementos, explicándolo: a) Li y O; b) Br y I; c) O y O; d) Rb y F. 237.- Escribir las estructuras de Lewis para el CH4 y el NH3. ¿Qué tipos de fuerzas intermoleculares mantienen unidas a las moléculas de ambos compuestos en estado sólido?. ¿Cuál de las dos sustancias tendrá punto de fusión más elevado?. ¿Por qué?. 238.- Indicar el tipo de enlace, interatómico e intermolecular, de las siguientes sustancias: NaCl(s); C(diamante); H2 (s); H2(g); NH3 (g). 239.- La metilamina, CH3NH2, es el primer término de la serie de las aminas primarias. Representar esta molécula mediante un diagrama de Lewis. Indicar el número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes.

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240.- Ordenar y justificar las siguientes sustancias según sus puntos de fusión crecientes: NaCl, He, Br2, Fe. 241.- Decir qué tipo de sustancia (molecular, etc. ) es cada una de las siguientes: a) sulfuro de hidrógeno, b) diamante, c) aluminio, y d) nitrato potásico. 242.- Ordenar los siguientes enlaces según su polaridad creciente, e indicar si alguno de ellos es iónico: a) Be--Cl, b) C--I, c) Ba--F, d) Al--Br, e) S--O, f) C--O. Teniendo en cuenta las electronegatividades: Elemento Be C O F Al S Cl Br I Ba Electronegatividad 1,5 2,5 3,5 4,0 1,5 2,5 3,0 2,8 2,5 0,9 243.- Decir qué tipo de atracción o de enlace químico ha de romperse para: a) fundir cloruro sódico, b) sublimar naftalina (naftaleno, C10 H8), c) disolver bromo en agua, d) disolver bromo en tetracloruro de carbono, e) fundir oro, f) vaporizar agua, g) vaporizar C (diamante) 244.- Entre las siguientes sustancias: 1) sodio, 2) silicio, 3) metano, 4) cloruro potásico y 5) agua, escoger las más representativas de: a) Una sustancia ligada por fuerzas de Van der Waals, que funde muy por debajo de la temperatura ambiente. b) Una sustancia de alta conductividad eléctrica, que funde alrededor de los 200 ºC. c) Un sólido covalente de muy alto punto de fusión. d) Una sustancia no conductora que se transforma en conductora al fundir. e) Una sustancia con enlaces de hidrógeno. 245.- Indicar el número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes en el entorno del átomo central de la siguientes moléculas: H2O, PBr3, BCl3, CO2. Indica la geometría de las moléculas. 246.- Representar el ión OH- mediante un diagrama de puntos. Hacer un recuento de electrones para comprobar que tiene una carga negativa. 247.- De los siguientes compuestos: NCl5 y PCl5, uno de ellos no existe. ¿Cuál es y por qué?. 248.- Deducir la geometría de la molécula de H2O, ángulo de enlace, naturaleza de los enlaces que se forman, polaridad de la molécula y fuerzas intermoleculares que puede presentar. 249.- Representar las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas, indicando la geometría molecular y si es polar o apolar para las siguientes moleculas: SO2, CS2 y HCN. 250.- Deducir la geometría y la polaridad de las siguientes moléculas: HCN, AsCl3 y SiH4.

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El enlace químico

251.- Clasificar cada uno de los sólidos siguientes según la naturaleza del enlace: a) amalgama de dentista (70% de Mercurio y 30% de Cobre); b) bolas de naftalina (naftaleno, C10H8); c) C (diamante); d) cloruro de rubidio, RbCl. Asignar a cada uno de ellos la propiedad siguiente que les cuadre más: 1) Muy duro. 2) Blando como la cera. 3) Punto de fusión por encima de los 2000 K. 4) Conductividad eléctrica elevada. 5) Maleable. 6) Con brillo metálico. 7) Cristal que se quiebra fácilmente al golpearlo. 8) Soluble en agua dando una disolución conductora. 9) Aislante que se convierte en conductor eléctrico al fundirse. 10) Con olor fácilmente detectable. 252.- a) Escribid las estructuras de Lewis del tricloruro de fósforo y el trifluoruro de boro. b) Proponed una estructura para cada uno de ellos. c) Justificad el diferente comportamiento polar de ambas especies. 253.- Ordenar según la polaridad creciente los enlaces de las siguientes moléculas: a) HI, HF, HBr, HCl; b) CH4, BH3, H2O, HF. 254.- Cuando reacciona cloro (gas) con sodio (sólido) se forma cloruro de sodio (sólido). Estas tres sustancias se caracterizan por poseer cada una un tipo de enlace diferente. Explique brevemente las características del enlace en cada una de ellas. 255.- Concepto de polaridad del enlace covalente. Explique cuál sería el orden de mayor a menor polaridad de los enlaces N-N, N-F y N-O. 256.- Entre las siguientes sustancias: i) Li, ii) diamante, iii) bromuro de cesio y iv) agua: a) ¿Cuál de ellas está formada por moléculas unidas por enlaces de hidrógeno?. b) ¿Cuál de ellas es conductora?. c) ¿Cuál de ellas presenta mayor punto de fusión?. d) ¿Cuál de ellas es un aislante pero conduce la corriente eléctrica al disolverla en agua?. Razone las respuestas. 257.- Dadas las siguientes sustancias: a) Bromuro de cesio; b) Dióxido de nitrógeno; c) Yoduro cálcico; d) Sodio metálico. Indicar el tipo de enlace químico que predomina en cada una de ellas. +

258.- Justifique la geometría molecular de las siguientes especies: AsCl3, CO2, H3O , BF3. 259.- El elemento de número atómico 38 se combina con el elemento de número atómico 16. a) Indicar la configuración electrónica de los átomos de estos elementos en estado fundamental y señalar a qué grupo de la tabla periódica pertenece cada uno de ellos. b) Indicar el tipo de enlace y algunas propiedades del compuesto que resulta. 260- Dadas las siguientes sustancias: H2, NaF, H2O, C(diamante) y CaSO4: Indique los tipos de enlace que presentan. y el estado de agregación, a 25 ºC y presión atmosférica, que cabría esperar en cada caso.

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261.- Dadas las siguientes moléculas: diclorometano, tetracloruro de carbono, trifluoruro de boro y amoniaco; a) Justificar su geometría molecualr. b) Indicar que moléculas presentan momento dipolar. 262.- Represente las estructura de Lewis, indicando geometría molecular y polaridad de las moléculas: NH3, F2O, SnBr2. Razone las respuestas. + 263.- Escriba las estructuras electrónicas de Lewis de las siguientes especies: F-, NH4 , etano, eteno y etino.

264.- Sean X e Y elementos del sistema periódico, de configuraciones electrónicas: 1s22s22p63s2 y 1s22s22p5, respectivamente. a) ¿Cuál será la fórmula más probable del compuesto formado entre X e Y?. b) ¿Qué tipo de enlace existirá entre X e Y?. Razónelo. 265.- ¿Cuál es la configuración electrónica del ión Ca+2 y qué tipo de enlace presentan el calcio elemental y el sulfato cálcico?. 266.- Dados las siguientes sustancias: agua, hierro, cloruro potásico y amoniaco, indicar cual es el tipo de enlace químico que presentan. 267.- Indicar si las siguientes moléculas tendrán o no enlaces múltiples: HCN, CS2, CO2 y BH3. ¿Cuál es su geometría?. 268.- Dados los siguientes compuestos NO, H2S y K2SO4, se pide razonar para cada uno de ellos: a) ¿En qué tipo de compuesto lo clasificarías? b) Estado de agregación previsible a temperatura ordinaria. 269.- A 272 K el magnesio, el agua y el diamante son sólidos pero la naturaleza de sus retículos es muy distinta. Explicar los tipos de sólidos que forman y deducir algunas propiedades directamente relacionadas con su estructura. 270.- Dar una explicación a los siguientes hechos: a) El cloruro de sodio tiene un punto de fusión de 800 ºC, en cambio el cloro es un gas a temperatura ambiente. b) El diamante no conduce la corriente eléctrica, mientras que el níquel si lo hace, ¿y el grafito? c) El flúor es una sustancia molecular, mientras que el fluoruro de cesio es iónico. 271.- Clasifique como: metálico, covalente, iónico o molecular. a) Un sólido que conduce la corriente eléctrica. b) Un sólido que no es conductor, pero sí lo es cuando se funde . c) Un sólido aislante que no se disuelve en agua y que funde a 2000 ºC. d) Un sólido aislante que se disuelve en agua dando una disolución conductora de la electricidad.

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El enlace químico

272.- Naturaleza de las fuerzas de Van der Waals. Seguidamente se dan los siguientes puntos de ebullición que corresponden a los gases nobles: Ne, Ar y Kr: : -152,3 ºC, - 246,048 ºC y -185,7 ºC. Diga a qué gas noble corresponde cada punto de ebullición, explicando su respuesta. 273.- Diga qué tipo de sólido (molecular, covalente, iónico o metálico) forma cada una de las siguientes sustancias, explicándolo: (i) agua, (ii) silicio, (iii) magnesio, (iv) sal común. Para cada uno de ellos, determine las siguientes propiedades físicas: a) punto de fusión (alto, medio, bajo); b) conductividad eléctrica (conductor, aislante). 274.- Dadas las siguientes sustancias: litio, etano, fluoruro de sodio y sílice (dióxido de silicio), clasificarlas atendiendo al tipo de enlace que presenta: a) Según su dureza. b) La que mejor conduce en estado sólido. c) La que presenta las fuerzas intermoleculares más débiles. d) La más soluble en disolventes polares. 275.- Realiza un trabajo monográfico donde se reflejen: - tipo de enlaces que mantienen unidos a los átomos o iones. - estructura de la red cristalina. - justificación de las propiedades físicas, químicas y mecánicas en base a los dos puntos anteriores. de los siguientes compuestos: a) cloruro sódico. b) cloruro de cesio. c) Blenda (sulfuro de cinc). d) Cuarzo (dióxido de silicio). e) Carbono grafito. f) Carbono diamante. g) Azufre en sus distintas formas de cristalización.

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Energía de las reacciones químicas.

5.- ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. 5.1.- Introducción.

.................................................................................

5.2.- Nomenclatura termodinámica.

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....................................................

136

5.2.1.- Capacidad calorífica molar. .............................................................. 5.2.2.- Trabajo en expansión de un sistema. ..................................................

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5.3.- Primer principio de la termodinámica. 5.4.- Calor de reacción.

.......................................

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..........................................................................

140

5.5.- Distintos tipos de entalpías.

..........................................................

142

5.5.1.- Entalpías de formación. 5.5.2.- Entalpías de combustión. 5.5.3.- Entalpías de disolución.

.................................................................... ................................................................... ....................................................................

142 143 143

...................................................................................

144

5.7.- Energías de enlace. ……………………………………………….

146

5.8.- Segundo principio de la termodinámica.

5.6.- Ley de Hess.

....................................

147

5.8.1.- Concepto de entropía. ............................................................................ 5.8.2.- Segundo principio de la Termodinámica. ............................................

148 149

5.9.- Espontaneidad de los procesos químicos. Función de Gibbs. .....

150

5.9.1.- Cálculo de la variación de la función de Gibbs.

5.10.- Problemas y cuestiones.

..................................

151

.............................................................

152

135

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5.1.- Introducción. En toda reacción química se produce siempre una absorción o desprendimiento de energía. Sin embargo, esto no es del todo correcto, ya que la energía ni se crea ni se destruye, sólo se transforma, por lo tanto lo que ocurre en una reacción química es la conversión de la energía química (la asociada a la formación y ruptura de enlaces químicos) en otros tipos de energía y viceversa. Existe además una relación entre el aporte o desprendimiento de energía en una reacción química y la tendencia a que esta se produzca de forma espontánea que también estudiaremos a lo largo de este tema.

5.2.- Nomenclatura termodinámica. La termodinámica es la parte de la física que estudia la relación entre el calor y el trabajo. Dicha ciencia entiende por un sistema termodinámico a aquella parte del universo separada del exterior por superficies reales o imaginarias. Hay varios tipos de sistemas: a) Aislados: No intercambian ni materia ni energía. b) Cerrados: Intercambian energía pero no materia. c) Abiertos: Intercambian materia y energía con los alrededores.

136

Energía de las reacciones químicas.

Todas las energías de un sistema, (mecánica, calorífica, eléctrica, etc.), pueden transformarse entre sí. Las que más nos interesan a nosotros son la mecánica y la calorífica. El trabajo y el calor pueden transformarse entre sí, son la misma cosa: energía. Dado que los sistemas pueden recibir o ceder tanto energía como trabajo, hay que establecer un criterio termodinámico de signos, que es el que está representado en la figura de la derecha. El trabajo se mide en Julios y el calor en Calorías (cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gr de agua desde 14'5 ºC a 15'5 ºC). La equivalencia entre ambas es: 1 J = 0'24 cal 1 cal = 4'18 J Vamos a definir a continuación una serie de variables termodinámicas necesarias para el desarrollo de este tema:

5.2.1.- Capacidad calorífica molar. La capacidad calorífica de un cuerpo de masa m, es la cantidad de calor necesaria para elevar su temperatura un grado centígrado. Son de especial interés: - Cp = - Cv =

dQ p

para procesos a presión constante

dT dQv dT

para procesos a volumen constante

Más que capacidades caloríficas se acostumbra utilizar calores específicos, (capacidades caloríficas por mol o por gramo), cp o cv:

Cp = n⋅cp

y

C v = n ⋅ cv

De las expresiones anteriores: T T Q p = ∫ 2 C p ⋅dT = n ⋅ ∫ 2 c p ⋅dT T1 T1

T T Qv = ∫ 2 Cv⋅dT = n ⋅ ∫ 2 cv⋅dT T1 T1

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5.2.2.- Trabajo en expansión de un sistema. Supongamos una sustancia gaseosa encerrada en un cilindro de sección S provisto de un émbolo que se ajusta herméticamente y se puede desplazar sin rozamiento. Si se ejerce sobre él una presión exterior, (P), la fuerza que actúa sobre el émbolo será: F = P⋅S

Supongamos desplaza un dy:

que

el

émbolo

se

dW = F ⋅ dy = P ⋅ S ⋅ dy dW = P ⋅ dV

Si se trata de un proceso finito donde el émbolo se desplaza desde un estado 1 hasta un estado 2, el trabajo realizado sería: V1

W =∫

V2

P ⋅ dV

5.3.- Primer principio de la termodinámica. Supongamos un sistema cerrado que evoluciona desde un estado 1 hasta el 2 y que durante el proceso recibe una cantidad de calor Q y realiza un trabajo W. El primer principio de la Termodinámica dice: "La cantidad de energía intercambiada permanece constante cualquiera que sea la transformación realizada, siendo igual a la variación total de energía del sistema". ∆U = Q − W

donde ∆U es la llamada variación de la energía interna, Q el calor y W el trabajo intercambiados por el sistema con el entorno. Observa que el signo negativo del trabajo proviene del criterio termodinámico de signos antes mencionado. La energía interna de un sistema es la suma de las energías que poseen las partículas microscópicas de las que está constituido, es decir, todas las energías cinéticas y potenciales, asociadas a sus partículas constituyentes. Por lo tanto, en la energía interna influyen energías tales como la energía térmica, la energía química, la energía de los electrones internos de cada uno de los átomos y la energía nuclear. En los procesos físicos y químicos más habituales, estas dos últimas no suelen intervenir, por lo que al no alterarse, la variación de la energía interna coincidirá con la variación conjunta de las energías térmica y química.

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Energía de las reacciones químicas.

No se puede conocer el valor absoluto de la energía interna de un sistema, sólo sus variaciones en un proceso determinado. La energía interna, U, es una función de estado, es decir, su valor sólo depende de los estados inicial y final del sistema y no del camino seguido para pasar de uno a otro. Por el contrario, el calor y el trabajo no son función de estado, su valor numérico depende tanto de las condiciones iniciales y finales como de los estados intermedios alcanzados para pasar de un estado a otro.

La variación de la energía interna, para un cambio infinitesimal se determina como: dU = dQ - dW Vamos a aplicar esta ecuación a algunos casos concretos: a) Si el sistema realiza transformaciones cíclicas, (es decir, el sistema evoluciona hacia el mismo estado inicial): ∆U = U2 - U1 = U1 - U1 = 0 con lo que: 0 = dQ - dW ó: dQ = dW

b) Si se trata de transformaciones a volumen constante, entonces: V1

W =∫

V2

P ⋅ dV = 0

luego: ∆U = Qv - W

∆U = Qv

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c) Si se trata de transformaciones a presión constante donde el sistema evoluciona desde un estado1 definido por las variables P ,V1 ,T1 , hasta un estado2 definido por P ,V2 ,T2: W =∫

V2

V1

P ⋅ dV = P ⋅ ∫

V2

V1

dV = P ⋅ (V2 − V1 )

y por lo tanto, la variación de energía interna quedará: ∆U = U2 - U1 = Qp - W = Qp - P.(V2 - V1 ) si despejamos el valor de Qp: Qp = (U2 + P.V2 ) - (U1 + P.V1 ) A la función (U+P.V) se le llama entalpía y se representa por la letra H

Qp = H2 - H1 = ∆H La energía intercambiada en forma de calor en un proceso a presión constante es igual a la variación de la entalpía en el transcurso de la transformación, y sólo depende del estado final e inicial (se trata de una función de estado). Muchos procesos físicos y químicos tienen lugar bajo estas condiciones (a presión constante) por lo que calor y variación de entalpía resultan términos equivalentes. Si la presión no permanece constante, entonces: ∆H = (U2 + P2.V2) - (U1 + P1.V1)

5.4.- Calor de reacción. En un sistema termodinámico cerrado en el que tenga lugar una reacción: aA + bB



cC + dD

se produce una rotura de enlaces y formación de otros, por lo que habrá una variación de la energía interna del sistema. Se denomina calor de reacción a la cantidad de energía calorífica que el sistema ha de ceder o absorber para que la temperatura permanezca constante durante todo el proceso de la reacción química. Si el medio exterior recibe energía la reacción se denomina exotérmica y si el sistema absorbe energía se llama endotérmica. En las reacciones exotérmicas, se necesita menos calor para romper los enlaces del que se desprender al formar los nuevos, y en las reacciones endotérmicas, ocurre al contrario, se necesita más calor para romper los enlaces del que se desprende al formar los nuevos.

140

Energía de las reacciones químicas.

De acuerdo con el criterio termodinámico de signos, para una reacción exotérmica, el calor de reacción será negativo y para una endotérmica será positivo.

Si la reacción es a volumen constante:

∆U = Qv

reacciones de este tipo pueden ser: a) Reacciones que se producen en un recipiente cerrado. b) Reacciones entre sólidos o líquidos sin desprendimiento de gases. c) Reacciones entre gases en las que el número de moles permanece constante. Si la reacción se realiza a presión constante, el calor de reacción Qp es igual a la variación de la entalpía: Qp = ∆H Ahora bien, para poder comparar los calores de reacciones distintas es preciso conocer bajo qué condiciones se están llevando a cabo y el estado físico de los distintos componentes de la reacción (gas, líquido o sólido). Para ello se define un estado estándar o condiciones estándar que corresponde a la forma física más estable de cualquier cuerpo puro a la presión de 1 atm y 25ºC, (a diferencia de las condiciones normales que tienen lugar a presión 1 atmósfera y temperatura 0º C). Las entalpías determinadas en condiciones estándar se denominan entalpías estándar y se representan de la siguiente manera: Hº.

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5.5.- Distintos tipos de entalpías. 5.5.1.- Entalpías de formación. Es, por definición, la variación de entalpía que acompaña a la formación de un mol de compuesto a partir de los elementos que la componen a una presión y temperatura determinadas. Por ejemplo: 2 C + 3 H2 + 1/2 O2 

∆Hf

CH3 - CH2OH

si las condiciones son las estándar será ∆H°f. Por convenio, la entalpía de formación de un elemento químico y la del H+(ac) es nula, lo que se debe a la imposibilidad de medir tal calor experimentalmente. Ahora bien, si un elemento químico posee varios estados alotrópicos, sólo tiene entalpía de formación nula el más estable de todos ellas, por ejemplo: ∆Hf° (S rómbico) = 0 KJ/mol ∆Hf° (S monoclínico) = 0'34 KJ/mol en este caso la reacción de formación del azufre monoclínico sería: S (rómbico)



S (monoclínico)

∆Hfº = 0'34 KJ/mol

En la siguiente tabla se dan las entalpías de formación en condiciones standard de algunas sustancias: Compuesto ∆Hfº (KJ/mol) Na (s) 0 NaF (s) - 571 NaCl (s) - 411 NaBr (s) - 359 NaI (s) - 286 I2 (s) 0 F2 (g) 0 Cl2 (g) 0 Br2 (l) 0 IF (g) - 94 ICl (g) + 17’5 H2 (g) 0

Compuesto N2 (g) NH3 (l) NH3 (g) P (s) PH3 (g) AsH3 (g) H2O (l) H2S (g) Se (s) H2Se (g) Te (s) O2 (g)

∆Hfº (KJ/mol) 0 + 292 - 46’1 0 + 9’25 + 41’0 - 286 - 20’2 0 + 85’6 0 0

Compuesto ∆Hfº (KJ/mol) C (grafito) 0 C (diamante) + 1’9 CO (g) - 115 CO2 (g) - 393 NO (g) + 90’1 NO2 (g) + 33’7 N2O4 (g) + 9’65 S (rómbico) 0 S (monoclínico) + 0’34 SO2 (g) - 296 CH4 (g) -74´9 CaSO4 (s) - 1430

El valor de la entalpía de formación estándar de un compuesto indica la estabilidad del mismo, ya que a mayor calor desprendido en su formación (∆Hfº < 0) mayor será su estabilidad, ya que se necesitará más calor para su descomposición.

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Energía de las reacciones químicas.

5.5.2.- Entalpías de combustión. Es la variación de entalpía que se produce en la combustión de un mol de una sustancia: compuesto + O2  CO2 + H2O por ejemplo: C6 H6 + 15/2 O2



6 CO2 + 3 H2O

si el combustible (compuesto que se quema) posee C, se forma CO2 (g); H se forma H2O (l), N se forma N2 (g); Cl, se forma Cl2 y S, se forma SO2 (g). Si además contiene cualquier otro elemento, se formará como producto de la reacción el óxido más estable correspondiente de dicho elemento. A continuación te presentamos una tabla con distintas entalpías de combustión de compuestos orgánicos: Nombre

Fórmula

∆Hcº (KJ/mol)

Metano Etano Propano Etileno Benceno Metanol Etanol Eter etílico Ácido acético Glucosa Sacarosa

CH4 (g) C2H6 (g) C3H8 (g) C2H4 (g) C6H6 (l) CH3OH (l) C2H5OH (l) (C2H5)2O (l) CH3COOH (l) C6H12O6 (s) C12H22O11 (s)

- 889’5 - 1558’3 - 2217’9 - 1409’5 - 3264’6 - 725´6 - 1365’6 - 1453’8 - 875’3 - 2813’3 - 5638’4

Observa que todas las entalpías de combustión son negativas, ya que en cualquier reacción de combustión, siempre se produce un desprendimiento de energía calorífica. 5.5.3.- Entalpías de disolución. Es el calor desprendido o absorbido en la disolución de un mol de cualquier sustancia (sólida, líquida o gaseosa) en agua. Por ejemplo: I2 (g) 

I2(ac)

Aquí tienes algunos datos de entalpías de disolución: Sustancia

∆Hdº (KJ/mol)

Sustancia

∆Hdº (KJ/mol)

HCl (g) H2SO4 (l) SO2 (g) NaCl (s) HBr (g) HNO3 (l)

- 73’0 - 74’2 - 35’5 + 5´4 - 82’9 - 30´9

SO3 (g) NaNO3 (s) HI (g) NH3 (g) NaOH (s) Na2SO4 (s)

- 156’0 + 21´0 - 80’4 - 35’4 - 43’1 - 2´4

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5.6.- Ley de Hess. El paso de los reactivos a los productos finales puede hacerse directamente o a través de una serie de estados intermedios, y se cumple que: "la variación de la entalpía en la reacción directa es la suma de las entalpías de cada una de las reacciones intermedias", ya que al ser la entalpía una función de estado, no depende del camino seguido sino de las condiciones iniciales y finales. Esto es lo que se conoce como la ley de Hess, formulada en 1840, y a través de ella podemos calcular variaciones de entalpía de una reacción con tal de que pueda obtenerse como suma algebraica de dos o más reacciones cuyos valores de variación de entalpía son conocidos.

Por lo tanto, para la Termodinámica, hay tres premisas que se deben cumplir siempre: Primera: El valor de la variación de entalpía (∆H) para una reacción que se realiza a una Temperatura y a una Presión determinadas, es siempre el mismo, independientemente de la que reacción transcurra en uno o varios pasos. Segunda: El valor de la variación de la entalpía (∆H) es directamente proporcional a la cantidad de reactivo utilizado o de producto obtenido. Tercera: Los valores de la variación de entalpía (∆H) para dos reacciones inversas, son iguales en magnitud pero de signo contrario.

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Energía de las reacciones químicas.

Vamos a verlo con un ejemplo sencillo: Calcula la variación de entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno (C2H4) a (C2H6) etano a partir de las variaciones de entalpía de combustión del eteno (-1411 KJ/mol) y del etano (-1560 KJ/mol) y de la formación del agua (-286 KJ/mol). Paso 1: Escribir ajustada la reacción problema: C2H4 + H2  C2H6

Reacción problema

ΔH = ?

Paso 2: Escribir ajustadas todas las reacciones de los datos del problema con su correspondiente variación de entalpía: Datos: a) C 2 H 4

+

3 O2

→ 2 CO 2

+ 2 H 2O

b) C 2 H 6

+

7 O2 2

→ 2 CO 2

+ 3 H 2O

c)

+

1 O2 2

→

H2

∆H = − 1411 KJ mol ∆H = − 1560 KJ mol ∆H = − 285 KJ mol

H 2O

Paso 3: Obtener la reacción problema como combinación (por suma algebraica) de las reacciones que nos da como datos el problema: Operaciones: a)

C2H4

− b) 2 CO 2 c)

+

→ 2 CO 2

+ 3 H 2O → C 2 H 6 +

H2

3 O2

1 O2 2

→

+ 2 H 2O +

7 O2 2

H 2O

∆H = − 1411 KJ mol ∆H = 1560 KJ mol ∆H = − 285 KJ mol

Paso 4: Sumar y obtener la reacción problema con su variación de entalpía que será la suma de las variaciones de entalpía de las reacciones de datos tal y como las hemos utilizado para obtenerla: Resultado: C2H4

+

H2

→ C2H6

∆H = − 136 KJ mol

que es la variación de entalpía de la reacción problema.

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5.7.- Energías de enlace. Una reacción química consiste en un nuevo reagrupamiento de los átomos de los reactivos para formar los productos. Esto supone la ruptura de ciertos enlaces y la formación de otros nuevos. Si se conocen las energías necesarias para romper dichos enlaces, se podría calcular la entalpía de la reacción.

Cuanto más alta sea la energía de enlace, querrá decir que más costará romperlo, por lo que el enlace será más fuerte y más estable. Como en la mayoría de las ocasiones se suele trabajar a presión constante, la variación de las energías de enlace coincidirá con la variación de entalpía de la reacción. En la siguiente tabla te damos las entalpías o energías de enlace más corrientes:

Enlace

Energía (KJ/mol)

Enlace

Energía (KJ/mol)

H–H C–H N–H O–H C–C C–N C–O N-N

436 415 390 460 347 285 352 159

C=C C=N C=O N=N O=O C≡C C≡N N≡N

610 615 730 418 494 830 887 946

como puedes observar, todas las energías de enlace son positivas, ya que siempre hay que aportar energía para romper cualquier enlace. Por otro lado, las energías de formación de un enlace será la misma pero con el signo negativo, ya que en este caso la energía será liberada. A partir de estas energías medias de enlace pueden calcularse aproximadamente las entalpías de reacción entre sustancias gaseosas de la siguiente manera:

vamos a verlo con un ejemplo:

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Energía de las reacciones químicas.

Calcula la entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno para formar etano según la siguiente reacción: H2C = CH2 + H2 

H3C – CH3

Paso 1: Analizar los enlaces que se rompen y los enlaces que se forman en la reacción problema. En nuestro caso: -

se rompe un enlace C = C y otro H – H se forma un enlace C – C y dos C - H

Paso 2: Buscar en los datos del problema (en nuestro caso los sacaremos de la tabla de la página anterior) las energías de los enlaces que se rompen y se forman en la reacción. -

energía de enlace C = C energía de enlace H – H energía de enlace C – C energía de enlace C – H

= 610 KJ/mol = 436 KJ/mol = 347 KJ/mol = 415 KJ/mol

Paso 3: Restar las energías medias de enlace de los enlaces rotos menos las energías medias de enlace de los enlaces formados y con eso tendremos la entalpía que nos pide el problema: ∆H = (610 + 436 ) − (347 + 2 ⋅ 415) = − 131 KJ / mol

5.8.- Segundo principio de la termodinámica. En un sistema cerrado en el que transcurre una reacción, llega un momento en que las propiedades del sistema, (presión, temperatura, volumen, etc.), dejan de variar y permanecen constantes, se dice entonces que se ha alcanzado el equilibrio. No hay cambios macroscópicos, pero es un equilibrio dinámico, (con la misma velocidad con que se forman los productos, desaparecen para volver a dar los reactivos). La variación de entalpía de una reacción, (∆H), nos dirá si esa reacción es endotérmica o exotérmica, pero no nos dirá si la reacción tendrá lugar de forma espontánea desde los reactivos hasta la formación de productos. Todos los procesos tienen una dirección espontánea de preferencia que no puede ser explicada por el primer principio de la termodinámica. Es pues importante establecer los criterios que permitan prever si una reacción química puede llevarse a cabo de forma espontánea y en caso afirmativo, determinar las proporciones de los productos de la reacción cuando se alcance el equilibrio. Para ello tendremos que definir una nueva función, la entropía y enunciar el segundo principio de la Termodinámica.

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5.8.1.- Concepto de entropía. El segundo principio de la Termodinámica se ocupa de la espontaneidad de los procesos, ya sean físicos y/o químicos. Para ello, se introduce una nueva función de estado que denominaremos Entropía y que representaremos por la letra “S”. La entropía se define como: dQrev dS = T donde Q es el calor intercambiado por el sistema para que el proceso se realice a la temperatura T constante. Las unidades serán Julios/ Kelvin (J/K) o calorías/K (cal/K). Si la transformación es reversible y el sistema pasa de un estado 1 a un estado 2, la variación de entropía correspondiente será: 1 dQrev

∆S = S 2 − S1 = ∫ 2

T

Si el proceso se realiza a temperatura constante: ∆S =

∆Qrev T

siendo ∆Q la cantidad de energía calorífica intercambiada. Dado que a temperatura constante, (proceso isotermo), la variación de energía interna es nula: Qrev = Wrev ∆U = 0 = Qrev - Wrev donde, sustituyendo la presión su expresión dada por la ecuación de los gases perfectos:

Wrev = ∫

V2

V1

V2 dV V = n ⋅ R ⋅ T ⋅ ln 2 V1 V V1

P ⋅ dV = n ⋅ R ⋅ T ⋅ ∫

por lo tanto: 1 dQrev 1 dWrev V V n ⋅ R ⋅T = = ⋅ ln 2 = n ⋅ R ⋅ ln 2 2 T T T V1 V1

∆S = S 2 − S1 = ∫

2

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∫

Energía de las reacciones químicas.

Prescindiendo de consideraciones matemáticas, y a escala microscópica, la entropía se interpreta como una medida del grado de desorden molecular del sistema, es decir, cuanto mayor sea el orden interno del sistema, menor será su entropía; si el desorden aumenta, la entropía aumenta y viceversa. Por ejemplo: a) Cambios de estado: Para una misma sustancia siempre se cumplirá que: S (sólido) < S (líquido) < S (gas) ya que las partículas del gas siempre estarán más desordenadas que las del sólido. b) Disolución de un sólido en un líquido: como al disolverse el sólido se rompe su estructura cristalina, el desorden aumenta y por tanto, la entropía de la disolución será mayor que la suma de las entropías de sus componentes: S (disolución) > S (soluto) + S (disolvente) c) Mezcla de gases: La entropía de la mezcla es mayor que la suma de las entropías de los gases por separado: S (mezcla de gases) > S (gas 1) + S (gas 2) + ... d) Aumento de la temperatura: Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de sus partículas por lo que aumentará el desorden, es decir: S (sustancia a T alta) > S (sustancia a T más baja) e) Reacciones químicas en las que aumenta el número de moles: Si, dados los coeficientes estequiométricos de una reacción química, se observa que el número de moles de los productos aumenta con respecto al de los reactivos, la entropía aumentará, por ejemplo, en la reacción genérica: A (g) + B (g)  2 C(g) + D (g) vemos que dos moles totales de reactivos (1 de A y 1 de B) se transforman en tres moles totales (2 de C y 1 de D), por lo que S (productos) > S (reactivos)

5.8.2.- Segundo principio de la Termodinámica. El segundo principio de la termodinámica afirma que la entropía, o sea, el desorden, de un sistema aislado nunca puede decrecer. Por tanto, cuando un sistema aislado alcanza una configuración de máxima entropía, ya no puede experimentar cambios: ha alcanzado el equilibrio.

∆Ssistema aislado ≥ 0

Conviene destacar que el segundo principio de la termodinámica no se opone a que la entropía de un sistema disminuya, para ello, basta con disminuir la temperatura de dicho sistema (lo que por ejemplo ocurre en la congelación del agua), pero entonces, el entorno aumentará de entropía. Lo que exige el segundo principio de la Termodinámica es que la variación total de entropía sea positiva.

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5.9.- Espontaneidad de los procesos químicos. Función de Gibbs. Ni la entalpía (H) ni la entropía (S) nos dicen directamente si un proceso es espontáneo o no lo es. La función de Gibbs, (o energía libre), sí que nos da la medida de la espontaneidad del proceso. La función de Gibbs es una función de estado, es decir, sólo depende del estado final e inicial del sistema y no del camino seguido para pasar de uno a otro, y se define como:

G = H - T.S La función de Gibbs también tiene unidades de energía y como en casos anteriores, no podemos determinar su valor absoluto y nos tenemos que conformar con calcular sus variaciones. En un proceso determinado a presión y temperatura constantes (condiciones habituales de trabajo en química), se cumplirá que:

Vamos a estudiar las distintas posibilidades de ∆G: a) Si ∆G < 0 b) Si ∆G = 0 c) Si ∆G > 0

  

proceso espontáneo. alcanza el equilibrio. proceso no espontáneo; espontáneo el inverso.

Todo sistema va a tender a evolucionar hacia el equilibrio. Teniendo en cuenta que la temperatura debe estar en la escala absoluta (Kelvin) y que por lo tanto no puede ser negativa, se pueden distinguir 4 casos diferentes: ∆G = ∆H - T. ∆S Caso 1 2 3 4

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∆H 0

∆S >0 0