fund.quim.gen.i

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FUNDAMENTOS DE FUNDAMENTOS DE QUÍMICA GENERALQUÍMICA GENERAL

Profesor: José Hidalgo Rodríguez

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Bibliografía:- Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica para Ciencias de la Salud, J. R. Holum, Grupo Noriega Eds., Limusa-Wiley, México D. F., 2000.

- Química. R. Chang, 7ª Edición, Mc Graw-Hill, 1999.

- Morrison R.T. y Boyd R.N, Química Orgánica, Addison Wesley, 5º ed., Massachusetts, 1998

- Stryer L., Berg J.M. y Tymoczko J.L., Bioquímica, 5ª Ed., Reverté, Barcelona, reimpresión 2004

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Estudio de la Materia

CapítuloCapítulo 1 1

4

• La Química estudia las propiedades, la composición y la estructura de la materia, los cambios que sufre, y la variación de la energía asociada a estos cambios.

• Materia es todo aquello que tiene masa y ocupa espacio.

Ejemplos: madera, bencina, dinero, usted, yo, su estómago, aire, galaxias, plantas, insectos, microorganismos, etc.

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Materia(Sust. Puras)

Atomo (unidad más pequeña de una sustancia pura que posee todas sus características químicas)

Moléculas (agregado de por lo menos dos átomos en una configuración definida, unidos por fuerzas químicas)

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• Originalmente, la Química Orgánica era una rama de la Química que se ocupaba de estudiar los compuestos químicos obtenidos de organismos vivientes.

Ejemplos: ácidos acético (vinagre), fórmico (hormigas), alcaloides como los que se obtienen del opio (amapolas), petróleo (fósiles), etc.

• Sin embargo, la Química Orgánica es el área de la Química que estudia fundamentalmente los compuestos constituidos por carbono, sin que necesariamente se obtengan de organismos vivos.

Ejem: polímeros sintéticos, semiconductores, etc.

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• La Bioquímica estudia los compuestos químicos que son constituyentes de los organismos vivos, la forma en la cual existen, la acción que ejercen, los procesos en los cuales participan, los principios que los controlan.

Ejemplos: aminoácidos, azúcares, proteínas, genes, catálisis enzimático, almacenamiento y liberación de energía, metabolismo, replicación del DNA.

• Los compuestos químicos forman células, las células tejidos, los tejidos organismos y todos juntos constituyen la vida como la conocemos.

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Clasificación de la materia

Sustancia pura: materia con composición constante y propiedades únicas. Ej. Agua, azúcar, oro, oxígeno

Mezcla: combinación de dos o más sustancias que mantienen sus identidades individuales, pero que pueden estar en composiciones variables. Ej.: aire, leche, cemento, sangre, piedras.

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Clasificación de la Materia

MateriaMateria

Sustancia PuraSustancia Pura MezclaMezcla

ElementoElemento CompuestoCompuesto HomogéneaHomogéneaOrina, aire, Orina, aire, aceroacero(soluciones)(soluciones)

HeterogéneaHeterogéneaArena, madera, Arena, madera, sangre sangre

Un solo tipo Un solo tipo de átomos: de átomos: hierro, yodo, hierro, yodo, oxígenooxígeno

Varios tipos de Varios tipos de átomos: agua, átomos: agua, azúcar, hormonas, azúcar, hormonas, alcaloides alcaloides

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• No se pueden separar en sustancias más simples por medios químicos. Están constituidos por átomos.

• Se conocen 112 elementos, 83 de ellos naturales. Cinco de ellos constituyen el 90% de la corteza terrestre: oxígeno, silicio, aluminio, hierro y calcio.

• Cada elemento se representa con un símbolo químico único de una o dos letras (la primera mayúscula, la segunda minúscula:Ejm.: Carbono C, nitrógeno N, titanio Ti, Aluminio

Al.En la tabla periódica se resumen todos los

elementos que se conocen.

ElementosElementos

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Elementos principales constituyentes de los organismos vivos

Carbono, Oxígeno, Hidrógeno, Fósforo, Azufre, Nitrógeno

Otros elementos indispensables para la vida

Magnesio, Calcio, Sodio, Potasio, Selenio, Zinc, Hierro, Cobre, Aluminio, Cobalto, Cloro, Yodo, Manganeso

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• Constituídos por átomos de dos o más elementos.

Ejm.: Agua H2O, amoníaco NH3.

• La proporción de los elementos en un compuesto es siempre la misma.

• Ley de la Composición Constante (o ley de las Proporciones Definidas):

- La composición de un compuesto puro es siempre la misma, independientemente de su origen.

Compuestos

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• Las mezclas se pueden separar por medios físicos:

– Filtración.

– Cromatografía.

– Destilación.

Separación de Mezclas

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Estados de la materiaEstados de la materia

Sólido: átomos o Sólido: átomos o moléculas ordenadas, moléculas ordenadas, volumen definidovolumen definido

Líquido: orden Líquido: orden relativo, volumen y relativo, volumen y forma adaptables forma adaptables

Gas: desorden Gas: desorden totaltotalP, T

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Propiedades de la MateriaPropiedades de la Materia

Propiedades físicas: su medición no modifica la composición de la sustancia.

Ejm.: Punto de fusión, de ebullición, color, aroma, densidad.

Cambio Físico: proceso en el cual no cambia la composición de la sustancia, sino sólo su apariencia.

Ejm.: Cambios de estado (sólido a líquido).

Cambios Físicos y Químicos

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Propiedades Químicas: su medición cambia la identidad y la proporción de las sustancias.

Ejm.: Punto de inflamabilidad, combustión.

Cambio Químico (reacción química): transformación de una sustancia en otra.

Ejm.: Reacción de hidrógeno y oxígeno puros para formar agua.

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Algunas propiedades de la materia y el cambio químico

Agua Hidrógeno Oxígeno

Estado Líquido Gas Gas

Pto. Ebullición 100ºC −253ºC −183ºC

Densidad 1.00 g/mL 0.084 g/L 1.33 g/L

Inflamable No Sí No

2H2H2 2 + O + O22 2H 2H22O O

hidrógeno oxígeno agua

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ENERGÍAENERGÍATodos los cambios químicos traen asociado un cambio de energía

2H2H2 2 + O + O22 2H 2H22O + O + EE (reacción exotérmica)(reacción exotérmica)

2HgO + 2HgO + EE 2Hg + O 2Hg + O22 (reacción endotérmica)(reacción endotérmica)

La Energía Química radica en las fuerzas con las que los átomos se mantienen juntos (fuerzas de los enlaces). Es un tipo de Energía Potencial

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La Energía química se transforma en otros tipos de energía: eléctrica, luminosa, térmica.

La suma de todas las reacciones químicas que suministran la energía para las actividades basales (control de la temperatura corporal, circulación de la sangre, respirar, metabolizar en período descanso) se llama metabolismo basal.

La rapidez a la cual se consume la energía química se denomina índice del metabolismo basal que se mide cuando la persona está en reposo, sin alimentos luego de 14 horas, despierta y sin haber hecho ejercicios vigorosos

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TEORÍA ATÓMICATEORÍA ATÓMICA

21

1. Cada elemento está compuesto de partículas muy pequeñas llamadas átomos, idénticos en tamaño, masa y propiedades químicas, y difieren de los átomos de otros elementos.

2. Los compuestos se forman cuando se combinan los átomos de dos o más elementos.

3. En una reacción química los átomos no cambian, ni se crean ni se destruyen, sino que se redistribuyen dando origen a otros compuestos.

Teoría atómica de Dalton (1808)Teoría atómica de Dalton (1808)

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Esta teoría permitió explicar las TRES LEYES

BÁSICAS de la Química, también

denominadas LEYES PONDERALES:

Ley de la Conservación de la Materia (o de Lavoisier):

En una reacción química ordinaria la materia se mantiene constante, ni se crea ni se destruye.

Ley de las Proporciones Definidas (o de Proust):

Un compuesto determinado contiene siempre los mismos elementos en las mismas proporciones de masa.

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Ejemplo:

Monóxido de carbono (CO) 12 g C y 16 g O

Dióxido de carbono (CO2) 12 g C y 32 g O

12 + 16 2x16 12 + 2(16)

CO + ½O2 CO2 28 + 16 = 44 g

Ley de las Proporciones Múltiples (o de Dalton):

La masa de un elemento que se combina con una masa fija de otro está en relación de números enteros sencillos.

Ley de las proporciones múltiples

Ley de la conservación de la materia

Ley de las proporciones definidas

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Electrón negativo

Carga positiva distribuida por la esfera

Modelo de Thomson

(Budín de pasas)

Los electrones son atraídos hacia los núcleos por las fuerzas que existen de cargas opuestas, y las intensidades de esas fuerzas pueden explicar las diferencias entre las diferencias entre elementos.

Modelos de átomos

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Región extranuclear (electrones)

Núcleo (protones y neutrones)

Electrones de valencia: responsables de las propiedades químicas

Electrones internos: poca influencia en reacciones químicas

Componentes del Átomo

Modelo de RutherfordModelo de Bohr

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Los átomos son muy pequeños, con diámetros comprendidos entre 1x10−10 m y 5x10−10 m, o 100-500 pm.

1 pm = 10−12 m

Una unidad muy extendida para medir dimensiones a escala atómica es el angstrom (Å).

1 Å = 10−10 m

= 10−8 cm

Núcleo

Partícula Localización Carga relativa Masa relativa Masa (g)

Protón Núcleo +1 1.00728 1.673x10−24

Neutrón Núcleo 0 1.00867 1.675x10−24

Electrón Fuera del núcleo −1 0.00055 9.110x10−28

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Las propiedades de los átomos están determinadas por las partículas subatómicas: protones, neutrones, electrones (existen más de estas partículas).

• Número atómico (Z) = número de protones en el núcleo. Determina la identidad de un elemento, i.e., elementos diferentes tienen No atómicos diferentes.

• Número másico (A) = número total de protones y neutrones en el núcleo.

AZ

126

ejemplo :

X

C

Número atómico, número másico e isótoposNúmero atómico, número másico e isótopos

En general escribimos:

No Másico

No Atómico

28

Hidrógeno: 1 protón, 1 electrón, masa 1

Helio: 2 protones, 2 neutrones,2 ē, masa 4

Litio: 3 protones, 3 neutrones, 3 ē, masa 6

Sodio: 11 protones, 11 neutrones, 11 ē, masa 22

Átomos neutros

29

• Existen átomos de elementos que difieren entre si por su No másico (mientras que su No atómico se mantiene constante). Estos átomos se conocen como ISOTOPOS de un elemento.

• Ejemplo:

• Los isótopos de un elemento sólo difieren entre si por el No de neutrones. Como las propiedades químicas de un elemento dependen de los protones y de los electrones, el comportamiento químico de los isótopos no varía.

30

Isótopos del Hidrógeno

Isótopos del Carbono

31

Orbital s

ℓ = 0

Esférico

Orbital p ℓ = 1

Los 3 orbitales p tienen la misma energía, es decir, son “degenerados”

Visión moderna del átomoVisión moderna del átomo

Orbital: probabilidad de encontrar un electrón en una zona del espacio alrededor del núcleo

32

x

y

z

Modelos de átomos

Utilizados actualmente

33

Representación de los orbitales

Orbitales f

ℓ = 3

Orbitales d

ℓ = 2

34

La colección de orbitales con el mismo valor de n se llama capa electrónica, y el conjunto de orbitales que tienen los mismos valores de n y ℓ se llama subcapa.

n valores de ℓ nombre de valores de mℓ # orbitales # total de

posibles subcapa posibles en subcapa orbitales (Nºe)

1 0 1s 0 1 1 (2)

2 0 2s 0 1 1 2p 1, 0, -1 3 4 (8)

3 0 3s 0 1 1 3p 1, 0, -1 3 2 3d 2, 1, 0, -1, -2 5 9(18)

4 0 4s 0 1 1 4p 1, 0, -1 3 2 4d 2, 1, 0, -1, -2 5 3 4f 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3 7 16 (32)

35

2px 2py 2pz

3px 3py 3pz

2s

1s

3s

E

1s1

Z = 1 (Hidrógeno)Z = 1 (Hidrógeno)

36

Z = 5 (Boro)

2px 2py 2pz

3px 3py 3pz

2s

1s

3s

E

1s22s22p1

37

Z = 18 (Argón)

2px 2py 2pz

3px 3py 3pz

2s

1s

3s

E

1s22s22p63s23p6

38

Hidrógeno Bromo

39

Orden de Llenado de Orbitales Atómicos

inicio

40

Tabla Periódica de los ElementosTabla Periódica de los ElementosPeríodo Grupo

41

Ag107.87

Plata47 Número atómicoNúmero atómico

Nombre del elementoNombre del elemento

Símbolo del elementoSímbolo del elemento

Masa atómica (peso)Masa atómica (peso)

42

Diagrama de BloquesDiagrama de BloquesEl esquema siguiente, es un diagrama en bloques de la tabla periódica mostrando la forma en que se agrupan los elementos de acuerdo al tipo de orbital que está siendo llenado con electrones.

43

ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO

44

Es la fuerza que mantiene unidos a los átomos en las moléculas

• Los átomos tienden a minimizar su energía formando una configuración de “capa cerrada” como la de los gases nobles.

• Para ello existen dos posibilidades:

Enlace Enlace QuímicoQuímico

45

1. Perder o ganar electrones para formar iones. Las especies iónicas, cationes y aniones, se atraen electrostáticamente para formar compuestos iónicos. Se dice que los compuestos iónicos están unidos por un “enlace iónico”.

2. Compartir los electrones con otros átomos. Los átomos se combinan entre ellos formando moléculas. Los átomos de una molécula están unidos por “enlaces covalentes”.

46

¿Cuáles son los electrones que se pierden, ganan o comparten?

Son los electrones de la última capa de cada átomo. Se conocen como electrones de valencia y son los que participan de los enlaces químicos.

Para distinguirlos, se usan los símbolos de puntos de Lewis, en los cuales cada punto representa un electrón de valencia.

¿Cuántos electrones se pierden, ganan o comparten?

Regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que se rodean de 8 electrones de valencia.

479.1

Símbolos de puntos de LewisSímbolos de puntos de Lewis

Los elementos de los grupos 1A y 2A tienden a perder ē, mientras que los elementos de los grupos 6A y 7A tienden a ganar ē. Cuando se encuentran átomos de los grupos 1A, 2A, 6A y 7A, forman compuestos iónicos

48

Es un compuesto que tiene iones cargados positivamente e iones cargados negativamente

Compuestos Iónicos

Pierde 1 ē

Gana 1 ē

49

Na · Na+ + ē Sodio ión sodio (catión)

Cl (7ē) + ē Cl‾ (8ē) cloro ión cloro (anión)

·Ca· Ca+2 + 2ē calcio ión calcio (catión)

O (6ē) + 2ē O-2 (8ē) oxígeno ión oxígeno (anión)

509.2

Li + F Li+ F -

El enlace iónico

1s22s1

1s22s22p5 1s2 1s22s22p6

[He] [Ne]

Li Li+ + ē

ē + F F -

F -Li+ + Li+ F -

Cristales

Estructuras de Lewis

51

Molécula: un agregado de 2 o más átomos en una configuración definida, unidos por fuerzas químicas de tipo covalente.

Moléculas o Compuestos MolecularesMoléculas o Compuestos Moleculares

52

Un enlace covalente es aquel en el cual dos o más átomos comparten sus electrones de valencia

F F+

7ē 7ē

F F

8ē 8ē

F F

F F

Estructura de Lewis del F2

lone pairslone pairs

lone pairslone pairs

Enlace covalente simple

Enlace covalente simple

9.4

Ione pair: par electrónico no enlazante

53

8ē

H HO+ + OH H O HHo

2ē 2ē

Estructura de Lewis del agua

Enlace doble: dos átomos comparten 2 pares de electrones

Enlace covalente simple

O C O o O C O

8e- 8e-8e-Enlaces dobles

Enlaces dobles

Enlace triple – dos átomos comparten 3pares de electrones

N N8e-8e-

N N

Enlace tripleEnlace triple

o

9.4

54

HibridaciónHibridación

C (1s22s22p2)

spsp33Tetraedro

55

C (1s22s22p2)

spsp22

120º

Trigonal plana

56

C (1s22s22p2)

H C C H

spsp

180º

Lineal

57

Enlace covalente coordinadoEnlace covalente coordinado

H+

+

Ión amonio

(ión molecular o poliatómico)

58

Estructuras de Lewis de moléculasEstructuras de Lewis de moléculas

AmoníacoAmoníaco AguaAgua

Tetracloruro Tetracloruro de carbonode carbono

Acido acéticoAcido acético

59

60

Electronegatividad : es la capacidad de un átomo de atraer un par de electrones de un enlace.

Disminuye la electronegatividad

Disminuye la electronegatividad

Polaridad de las moléculas

61

H F FH

Un enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con una densidad de electrones mayor alrededor de uno de los átomos.

Región rica en electrones

Región pobre enelectrones Rica en ēPobre en ē

+ -

9.5

62

Covalente

comparte ē

Covalente polar

Transferencia parcial de ē

Iónico

transfiere ē

Aumento de la diferencia de electronegatividad

Clasificación de los enlaces según la diferencia de electronegatividad de los átomos

Diferencia Tipo de enlace

0 Covalente (puro)

2 Iónico

0 < y <2 Covalente polar

9.5

63

Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iónico

H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente polar

N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente

9.5

Ejercicio:

Clasifique los siguientes enlaces según su polaridad:

CsCl, H2S, N2, H20

H – 2.1 O – 3.5 3.5 – 2.1 = 1.4 Covalente polar

Cuando la diferencia de electronegatividad de los enlaces es superior a 0.5 se comienza a hablar de

“enlaces polares”

64

INTERACCIONES INTERMOLECULARES

65

¿Qué es lo que hace que, a la misma temperatura, algunas sustancias sean sólidas, líquidas o gaseosas?

Las moléculas se “atraen” unas con otras, con diferentes fuerzas, dependiendo de su naturaleza polar.

Esta atracción responde a interacciones intermoleculares, entre las que se cuentan:

• Ión-ión• Ión-dipolo• Dipolo-dipolo• Dipolo-dipolo inducido• Dipolo inducido-dipolo inducido

(o de dispersión de London)

Fuerzas de Van der WaalsFu

erza

de

la in

tera

cció

n

66

Interacciones ión -ión

Cl -

NaCl

NH4+

NH4+

NH4+

Sal iónica

Sales moleculares

Cloruro de amonioFosfato de amonio

67

El enlace polar se genera entre átomos de electronegatividades distintas

Dos cargas eléctricas de signo opuesto separadas por una distancia generan un dipolo

El tamaño del dipolo se mide por el momento dipolar

Momento dipolar

F

68

Matemáticamente, el momento dipolar (se expresa como:

q.r

Unidad: Debye = 3.34x1030 coulomb x metros

r

q+ q−

F

MDHF = 1.82 DEjemplo:

69

Interacción ión-dipolo

HO

H+

MD

+ -

Dipolo

Cl-

++

++

--

--

70

Interacción dipolo-dipolo

+-+

- +

-

+ - +-

+ -

La fuerza de esta interacción depende de la magnitud de los dipolos. Mientras mayor es el MD de la molécula, mayor es la

fuerza de la interacción

71

Dipolo-dipolo inducido(interacción relativamente débil)

+ -

Molécula apolar Dipolo

+ -

- -

-

+

+

+

Los dipolos “polarizan” las moléculas apolares

72

Dipolo inducido-dipolo inducido

-+

-

+ -+

+

+

-

-

Por brevísimos momentos los electrones de una de las moléculas se concentran en una zona de ésta de manera que la molécula apolar

forma un dipolo instantáneo, que induce la polarización de moléculas cercanas

Interacción débil, que se hace más importante en

moléculas apolares grandes

73

Puente de Hidrógeno

El enlace de hidrógeno, o puente de hidrógeno, es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo, y ocurre cuando interactúan los

hidrógenos de moléculas polares con los átomos electronegativos de éstas

--N ////// H ////// O C

+

74