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QUÍMICA 5º

MATERIAL DE APOYO

DEL CURSO TEÓRICO.

DIVERSIFICACIÓN: BIOLÓGICA – CIENTÍFICA.

Liceo Nº 15 – IBIRAY.

Profesora: Roxana Morey.

AÑO: 2014.

Prof. Roxana Morey. 2

FICHA N°1: CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA QUE DEBEMOS RECORDAR.

Átomo es la mínima porción de materia que caracteriza a un elemento químico, es decir, que tiene una identidad química. Dentro de un átomo existen dos zonas bien diferenciadas, el núcleo y la periferia.

Partículas subatómicas forman parte de todos los átomos en diferentes cantidades. En el núcleo se encuentran los protones (p+) y neutrones (n°) mientras que en la periferia hay electrones (e-).

Número atómico (Z) es la cantidad de protones que hay en el núcleo de un átomo y que identifica al elemento químico. Los elementos están ordenados en la Tabla Periódica de acuerdo a este número. Como los átomos son eléctricamente neutros, la cantidad de electrones es igual a la de protones. Por ejemplo, el carbono (C) está en el lugar 6 de la Tabla Periódica, lo cual indica que tiene 6 protones y además que todos los átomos con 6 protones son de carbono y no pueden serlo de ningún otro elemento. Además, debido a que es neutro, tendrá 6 electrones.

Número másico(A) es la suma de la cantidad de protones más la cantidad de neutrones de un átomo. Esta magnitud no aparece en la Tabla Periódica porque existen diferentes números másicos para átomos del mismo elemento, llamados isótopos.

Isótopos son átomos del mismo elemento que tienen diferente número másico (A). Por esta razón ocupan el mismo lugar en la Tabla Periódica pero tienen diferente cantidad de neutrones y por lo tanto pesan diferente. Por ejemplo, el carbono presenta 2 isótopos, el carbono-12 y el carbono -14 que poseen 6 y 8 neutrones, respectivamente.

Molécula es un grupo de dos o más átomos, iguales o diferentes, unidos por enlace covalente. Las moléculas identifican a determinada sustancia química. se representan mediante fórmulas químicas .Éstas nos indican el tipo de elemento y la cantidad de átomos de c/u que hay en ella.

Sustancia simple: formada por un solo tipo de elemento químico por lo cual no se puede descomponer. Sustancia compuesta: formada por dos o más tipos de elementos químicos por lo cual se puede descomponer. Iones son partículas con carga positiva o negativa, que se generan cuando un átomo pierde o gana electrones de

valencia.

Electrones de Valencia: son los que ocupan el nivel más externo de la periferia atómica. Son los más importantes ya que definen la forma como ,os elementos de combinan y forman enlaces así como sus propiedades químicas (su forma de reaccionar químicamente)

Tabla Periódica de los Elementos En la Tabla Periódica de los elementos, como su nombre lo dice, están ordenados los elementos químicos conocidos de acuerdo a su número atómico (z) creciente .Este criterio para ordenarlos tiene una razón y es la existencia de la periodicidad en las propiedades físicas y químicas que presentan los elementos si se los ordena de acuerdo a su número atómico. Al ordenarlos de esta manera surgen, además, otras características importantes de la T.P. Estas son:

Grupos o Familias: son conjuntos de elementos que se encuentran en la misma columna (vertical) y cuyas propiedades físicas y químicas son similares Todos los grupos o familias se caracterizan por un número y una letra (A o B) pero existe una tendencia actual a numerarlos del 1 al 18 de izquierda a derecha sin usar letras. Utilizando el criterio clásico de números y letras, para los grupos A (llamados representativos) se cumple que el número de grupo coincide con la cantidad de electrones de valencia del elemento. Por lo tanto, todos los elementos que están en el mismo grupo, tienen la misma cantidad de electrones de valencia

Períodos: son conjuntos de elementos que se encuentran en la misma fila (horizontal) y cuyas propiedades físicas y químicas varían en forma periódica. El período en el cual se encuentra el elemento coincide con el nivel de valencia del mismo, es decir, el nivel energético en el cual están los electrones de valencia Por lo tanto, todos los elementos que están en el mismo período tienen sus electrones de valencia en el mismo nivel.

Otra forma de agrupar los elementos químicos usando la Tabla Periódica es de acuerdo a un grupo de propiedades físicas y químicas mediante las cuales podemos clasificarlos en: metales, no metales y gases nobles o inertes. En general, en todas las Tablas Periódicas aparece una marca en forma de “escalera” que separa, aproximadamente, los

IONES

Catión: partícula con carga positiva. Na + energía 1e- + Na1+ 11 p+ 11 p+

11 e- 10 e-

Anión: partícula con carga negativa. Cl + 1e- Cl 1- + energía.

17 p+ 17 p+ 17 e- 18 e-


metales (que se encuentran a la izquierda) de los no metales (que se encuentran a la derecha). El grupo VIII A (el que está al final de la Tabla) es el de los gases nobles o inertes.

Electronegatividad (EN) : Estudio de la variación de una propiedad a través de la Tabla Periódica La electronegatividad una propiedad de los elementos que indica la fuerza relativa con que atraen los electrones de valencia cuando forman un enlace. Hablamos de “fuerza relativa” ya que siempre nos referimos a la EN comparando dos elementos, porque se refiere a la situación de enlace.

Enlace Químico: Es la fuerza de atracción electrostática que mantiene unidos a los átomos o iones, que da como

resultado estructuras que tienen mayor estabilidad y menor energía. En la formación de los enlaces químicos intervienen los electrones de valencia de los átomos.

Tipos de enlace: Dependen del tipo de partículas que se unen y las fuerzas de atracción que actúa en cada caso .Conocer el tipo de enlace es esencial para poder deducir las propiedades físicas de una sustancia ya que existe una relación directa entre la estructura y la función.

Enlace iónico El enlace iónico se produce entre un metal (de baja electronegatividad) y un no metal (de alta electronegatividad). Debido a esta diferencia de electronegatividades, el metal transfiere uno o más electrones de valencia al no metal. Como consecuencia de esta transferencia, el metal se transforma en un catión (ión con carga positiva) y el no metal se transforma en un anión (ión con carga negativa). Los iones formados quedan fuertemente unidos por atracción electrostática y se ordenan simétricamente, formando un sólido cristalino o cristal.

Modelo de cristal de NaCl

Enlace covalente: El enlace covalente se produce entre dos no metales. Debido a que ambos tienen alta EN, no se produce una transferencia de electrones como en le enlace iónico sino que comparten uno o más pares de electrones de valencia. Estos pares de electrones se forman con un electrón de valencia de cada uno de los átomos que se unen. De acuerdo a la diferencia de EN entre los átomos que forman el enlace, éste podrá ser polar o no polar.

Enlace covalente no polar: se produce entre elementos cuya diferencia de electronegatividades (∆EN) es cero 0 hasta 0,4. Debido a que existe muy poca o nula diferencia de EN entre los átomos que comparten electrones, éstos se encuentran a igual distancia de ambos por lo cual la carga eléctrica se reparte uniformemente.

Enlace covalente polar: se produce cuando la diferencia de EN es mayor lo cual genera una distribución desigual de la carga eléctrica. Los electrones del enlace están más atraídos hacia el átomo con mayor EN y sobre él se genera una carga parcial negativa (∂-). De forma similar, sobre el otro átomo se genera una carga parcial positiva (∂+) debido a que los electrones se encuentran más lejos de él.

Cuando los átomos de elementos iguales o diferentes se unen mediante enlace covalente, forman moléculas. Las moléculas y sus enlaces pueden representarse mediante estructuras de Lewis. Éstas consisten en escribir el símbolo del elemento rodeado de tanto puntos como electrones de valencia tiene. La cantidad de pares de electrones que forma dependen de cuántos electrones faltan para completar lo que Lewis llamó “octeto electrónico”.

Regla del octeto electrónico de Lewis: esta regla surge del estudio de los gases inertes. Estas sustancias químicas tienen la particularidad de presentar inercia química. es decir, no se combinan con otros elementos porque son estables. Esto se debe a que tienen su nivel de valencia con 8 electrones (excepto el Helio que posee 2 electrones) lo cual les da estabilidad. La teoría de Lewis plantea que los demás elementos que no tienen 8 electrones de valencia intentan asemejarse a ellos cediendo, aceptando o compartiendo electrones mediante la formación de enlaces (ya sea iónico como covalentes).


FICHA N°2: QUÍMICA NUCLEAR: RADIACTIVIDAD.

Breve reseña histórica de la radiactividad. En 1895, Rontgen (físico alemán), encontró que ciertos materiales, emiten un nuevo tipo de rayos que

atravesaban sin problema a muchos objetos, producían imágenes sobre placas fotográficas y no se desviaban frente a campos magnéticos o eléctricos, o sea que estaban constituidos por partículas sin carga. Como no se entendía su procedencia se les llamó rayos X, lo que sí se sabía que tenían alta energía.

Al igual que los rayos X, los rayos provenientes de compuestos de uranio oscurecían placas fotográficas, aún envueltas, y eran emitidas en forma espontánea. A este tipo de emisión se le llamó radiactividad. Este fenómeno fue descubierto por Becquerel, físico francés en 1896.

Marie Curie, (1867-1934 química polaca) trabajó con este tipo de compuestos que emitían luz espontáneamente, (elementos radiactivos) y encontró que ellos se van desintegrando por la acción de emitir luz, en 1896 descubre, con su esposo, dos elementos radiactivos, el polonio y el radio. En 1897 propone que ellos producen tres tipos de rayos que se denominan: rayos alfa α, beta β y gamma γ. Estos rayos se comportan de distinta manera frente a la acción de un campo eléctrico.

ACTIVIDAD: Buscar información y responder.

1) ¿Qué estudia la química nuclear?

2) ¿Cuáles son las sub-partículas que se encuentran en el núcleo de un átomo? Estas sub-partículas, ¿qué

le aportan al átomo?

3) ¿Cómo un núcleo puede cambiar su identidad?

4) ¿Qué es un nucleído?

5) ¿Qué son los isótopos? Ejemplificar.

6) ¿Y los isóbaros e isótonos? Dar ejemplos.

7) ¿Qué indica la siguiente representación? A

X Z

8) ¿Qué es la radiactividad?

9) A continuación se muestran los iconos (antiguo y actual) que representan la advertencia de

radiactividad.

Icono hasta 2007 Icono actual.

a. ¿Por qué piensas que el Organismo Internacional de la Energía atómica (OIEA), lo cambió?

b. Realizar una descripción de cada uno de los iconos.

c. ¿En qué lugares se pueden encontrar el icono de advertencia radiactiva?


FICHA N°3: ESTABILIDAD NUCLEAR. El núcleo es una zona del átomo donde los protones y neutrones están empaquetados, dado que es pequeño y compacto. (Radio atómico 10 -8cm, radio nuclear 10 -13cm) La estabilidad de un núcleo depende de la diferencia que hay entre las fuerzas de repulsión que generan los p+ entre sí, y las fuerzas de atracción p+

p+, nºnº, p

+nº. Si las fuerzas de atracción son las que predominan, el núcleo es estable.

El factor principal que determina la inestabilidad del núcleo es la relación entre n°/p+. (n/p).

Los átomos que tienen Z bajo y su relación n/p es aprox. 1, son átomos de elementos estables.

Por lo general al aumentar Z la relación n/p tiende a ser mayor a 1. Esto se debe que hay un número mayor de

neutrones en el núcleo, permitiendo contrarrestar las fuerzas de repulsión entre los protones, estos núcleos por

lo general pertenecen a átomos estables.

Si un átomo presenta un núcleo, donde la relación n/p es menor a 1, esto indica que tiene una cantidad de

neutrones menor a los protones, y por lo tanto será un núcleo inestable, ya que prevalecerán fuerzas de

repulsión entre los protones.

Hay algunas observaciones que permiten predecir si un núcleo es radiactivo, así como también saber el tipo de

desintegración que va a sufrir y esto está relacionado con:

Núcleos con Z ≥ 83 son inestables. (ejemplo: todos los isótopos del Uranio, Z = 92)

Si el número de protones y neutrones es impar, o alguno de ellos es impar también son inestables.

Distinta relación n/p que el elemento que está en la tabla periódica, que generalmente son estables.

Los núcleos de mayor estabilidad son aquellos que presentan número par de neutrones y protones.

Los núcleos que tienen números mágicos de p+ y nº, 2, 8, 20, 28, 50, 82 y 126 son estables y abundantes en la

naturaleza.

DESINTEGRACIÓN RADIACTIVA: TIPOS DE RADIACIÓN EMITIDA POR EL NÚCLEO.

EMISIÓN ALFA α.

Corriente de partículas con carga +2 y masa 4 UMA. (son núcleos de He)

Se produce generalmente en nucleídos pesados de Z > 82, pero existen algunos pocos casos entre nucleídos livianos, como por ej. Be, A = 8.

Mediante este proceso se logra reducir el número másico en 4 unidades y la carga nuclear 2, por la emisión de un núcleo de He.

A A-4 4

X → Y + He(α) Z Z-2 2

Las partículas α tienen poco poder de penetración y se pueden frenar con una hoja de papel.

Los emisores α no son frecuentemente utilizados en investigación en radioquímica como fuentes abiertas debido a su alta peligrosidad por contaminación.

La radiación es la forma en que un núcleo inestable se transforma en uno estable, de menor energía. La radiación emitida es la portadora de la energía excedente. Hay 3 tipos de radiaciones emisión de: alfa α, beta β y gamma γ.


Los núcleos más pesados se desintegran por emisión α. Existen muy pocos núcleos livianos que tienen esta emisión.

Ej. 107 103 4

Te → Sn + He 52 50 2

EMISIÓN BETA β.

Las partículas β tienen poca penetración y se pueden frenar con una lámina de aluminio de 0,3mm de espesor. Los rayos β son haces de electrones o positrones. Positrón es una partícula que tiene la misma masa que los electrones, pero carga +. La emisión β puede ser:

Emisión β-: En este caso un neutrón se transforma en un p+ dentro del núcleo y se libera energía más un e-. Este

tipo decaimiento ocurre en núcleos con exceso de neutrones y produce un aumento de una unidad de Z. A A 0

X → Y + β

Z Z+1 -1 Los emisores β- se encuentran en la naturaleza, Ejemplos: C-14, P-32, Sr-90, Y-90.

Emisión β+: Un p+ se convierte en nº en el núcleo con emisión de un positrón. En este tipo de decaimiento Z

disminuye una unidad y ocurre para núcleos con exceso de p+, A A 0

X → Y + β

Z Z-1 +1 Ejemplo de emisores β+ F-18, O-15. Ellos son usados en fisiología cerebral. EMISIÓN GAMMA γ.

Consisten en radiación electromagnética de elevada energía y gran poder de penetración, que se frenan con planchas de aluminio de 5cm de espesor o de 3mm de plomo.

No sufren desviación en un campo magnético.

Tienen carga nula y se consideran sin masa.

En la emisión gamma no cambia A ni Z.

ACCIÓN DE LAS RADIACIONES SOBRE LA MATERIA.

Las radiaciones pueden ser no ionizantes o ionizantes. Las no ionizantes provocan la excitación de los electrones o

un mayor movimiento de los átomos o moléculas y las ionizantes son capaces de eliminar uno o más electrones de

un átomo o molécula, transformándolos en iones positivos. Estas radiaciones ionizantes pueden alterar la estructura

del ADN.

Radiación Masa(uma) carga Poder relativo de penetración

alfa 4 +2 1

beta 0 -1 100

gamma 0 0 10000

Protección contra las radiaciones (blindajes)


La gráfica a continuación muestra el número de neutrones en función de número de protones.

Esta gráfica es una herramienta que permite predecir

el tipo de emisión que tendrá un nucleído.

INTERPRETACIÓN DE LA GRÁFICA.

Los núcleos ligeros estables contienen igual número de neutrones que de protones.

Los núcleos pesados estables tienen una relación neutrones / protones mayor que los ligeros.

Por encina de Z=82 (plomo) aunque el número de neutrones es mayor que el de protones, los núcleos no son suficientemente estables.

Por encima del cinturón de estabilidad. (Emisión β¯) Los núcleos inestables en esta zona tienen una relación nºp+ mayor que en la zona de estabilidad. Para mejorar esta relación debe aumentar el nºde protones o disminuir en nºde neutrones, por lo tanto la emisión será β¯ Por debajo del cinturón de estabilidad. (Emisión β+) En esta zona la relación nºp es menor que en la zona de estabilidad. En esta situación debe aumentar el nºde neutrones o disminuir los protones. Este reajuste se logra con una emisión β+.

EJERCICIOS DE APLICACIÓN.

1. ¿De qué depende la estabilidad de un núcleo?

2. Explique el significado de los siguientes términos: núcleo inestable, nucleo estable.

3. Dadas las siguientes afirmaciones, indica si son falsas o verdaderas. Debe justificar su opción.

a) Los átomos que tienen Z elevado y su relación n/p es aprox. 1, son átomos de elementos estables.

b) Si hay un número mayor de neutrones en el núcleo, se pueden contrarrestar las fuerzas de repulsión entre

los protones, por lo que estos núcleos por lo general son átomos estables.

c) Un átomo donde el número de protones y neutrones es impar es probable que el núcleo sea estable.

d) El átomo de Torio presenta un núcleo estable.

e) El Calcio presenta número mágico, por lo tanto su núcleo es estable.

4. Nombre los tipos de radiación conocidas qué son emitidas por elementos radiativos y mencione sus

características.

5. ¿Cuál es la diferencia entre un electrón y un positrón?

6. Indique si cada uno de los nucleidos siguientes queda dentro del cinturón de estabilidad.

a) As-70, b) P-34, c) Ge-74, d) Cf-248.


RADIACIÓN NATURAL – SERIE RADIACTIVA. Los núcleos que están fuera del cinturón de estabilidad y los que tienen más de 83 p+ tienden a ser inestables. La radiactividad natural es la emisión espontánea de partículas o radiación electromagnéticas o de ambas y es un proceso aleatorio, al azar (no se sabe cuando puede ocurrir exactamente) que le ocurre a los núcleos inestables.La desintegración de un núcleo a veces es el comienzo de una serie de decaimienato radiactivo, es decir una secuencia de reacciones nucleares que dan como resultado un núcleo estable. Por ejemplo el decaimiento del U-238 tiene una serie de radiactiva de 14 pasos.

Actividad: 1. Plantear la serie readiactiva del U-238. 2. La serie de desintegración radiactiva natural que

comienza en el U-235 termina con la formación del Pb -207 que es estable. Las desintegraciones se efectúan a través de una serie de emisiones de partículas alfa y beta. Indique cuántas emisiones de c/u están involucradas en esta serie.

3. En la serie de decaimiento del torio-232 pierde en total 6 partículas alfa y 4 partículas beta en un proceso de 10 etapas, ¿cuál es el isótopo final producido?

ACTIVIDAD RADIACTIVA Y PERÍODO DE SEMIDESITNEGRACIÓN. Los procesos radiactivos son aleatorios, han de estudiarse estadísticamente, basando las deducciones en el cálculo de probabilidades: de probabilidad de que un núcleo concreto se desintegre en un instante concreto. Para ver cómo es este estudio imaginemos una muestra con N0 núcleos radiactivos en el tiempo t0. Cuando pase un tiempo t, parte de los núcleos se han desintegrado y quedan concretamente N núcleos radiactivos (N<N0).

La velocidad de desintegración será el ritmo de cambio del número de núcleos radiactivos en función del tiempo transcurrido, es decir:

Otros términos o conceptos muy utilizados en el análisis de la desintegración radiactiva son 3:

1. Actividad o velocidad de desintegración: es la velocidad de desintegración, es decir el número de emisiones o núcleos de una sustancia radictiva por unidad de tiempo. Su unidad en el S.I. es el becquerel (Bq), que es una desintegración por segundo (dsp). (1Bq ---- 1dps)

2. Periodo de semidesintegración (T1/2): Es el tiempo que tiene que transcurrir para que el número de núcleos radiactivos de una muestra determinada baje a la mitad.

T1/2

N N/2 La desintegración de una sustancia radiactiva no depende de los factores externos a la cual esta esté sometida, mientras que el periódo de semidesintegración varía según las sustancias radiactivas. Por ejemplo:

ISÓTOPO H 3 C 14 K 40 Co 60 Pb210 Pb211 Rn219 Ra223 Ra 226 U235 U238 Hg206

PERIÓDO 12,5 a 5,7.10³a 1,3.10³a 5,7 a 15,2 a 25,0 s 2,7 s 7,8 d 1,6.10³a 2,5.105a 4,5.10

9ª 7,7min



1. a) Esboza la gráfica de decaimiento radiactivo (periodo de semidesintegración en función de tiempo) b) ¿Qué tipo de función matemática es? 2. Se ha sugerido que el Sr-90 (derivado de las pruebas nucleares) depositado en el cálido desierto experimentará

una desintegración más rápida debido a que está expuesto a temperaturas promedio mucho más elevadas. ¿Es razonable esta sugerencia?

3. ¿Cuánto galio permanece en una muestra de 10,0mg después de 683 min sabiendo que su vida media es de 68,3

min?. 4. La vida media del iridio-192 es 742 días. ¿Qué masa de iridio queda después de 4 vidas medias en una muestra

que contenía originalmente 15,0mg? 5. a) El t½ del Rn-222 es de 4 días. Si se parte de una muestra de 100,0 mg de ese isótopo, ¿qué cantidad se habrá después de 16 días? b) Representar mediante una gráfica la desintegración de este nucleído.

DETECCIÓN DE LAS RADIACIONES.

Los procesos destinados a medir las radiaciones constan de dos etapas:

Detección: localizar la presencia de radiación

Medición: registrar la presencia de las radiaciones transformándolas en señales reconocibles (chasquido, destellos luminosos, imágenes, etc)

Un detector es un instrumento que detecta la radiación. Si el detector cuenta el número de radiaciones por unidad de tiempo, se tiene un contador, si además las diferencia según su energía, se tiene un espectómetro. Uno de los detectores de radiactividad más conocido es el contador Geiger.

DAÑOS POR RADIACIONES. Las radiaciones traen una serie de perjuicios para los seres vivos, y ellos dependen de:

la actividad y la energía de la radiación.

el tiempo de exposición a la fuente de radiación.

si la fuente se encuentra dentro o fuera del cuerpo.

USOS DE LOS RADIOSÓTOPOS.

A) En Medicina:

como trazadores ( yodo-131 para glándula tiroides , hierro-59 para glóbulos rojos)

para diagnósticos mediante imagenología: ( TEP : tomografía de emisión de positrones)

para radioterapia ( destrucción de células cancerosas con Co-60) B) En Agricultura:

método de conservación ( irradiación de alimentos con Co-60)

control de plagas ( marcado y/o esterilización de insectos con radiación gamma)

medida de humedad de suelos (moderación de neutrones) C) En Geología y Arqueología:

datación de restos orgánicos ( fechado con carbono-14)

datación de rocas ( método del Potasio/Argón y del Uranio)


FICHA N° 4: ECUACIONES NUCLEARES.

Hay dos tipos de reacciones: las reacciones nucleares que ocurren en aquellos átomos de núcleos inestables y las reacciones químicas que se dan en la periferia de los átomos (en el último nivel de energía donde se encuentran los electrones de valencia). En las reacciones nucleares los núcleos emiten distintos tipos de partículas para lograr estabilidad, mientras que en las reacciones químicas los núcleos no sufren ningún tipo de modificación. La representación de una ecuación nuclear involucra:

Símbolos de los elementos químicos.

Símbolos de las partículas elementales.

¹p ¹H °e °β °e °β 4 He 4α

¹ ¹ - ¹ - ¹ +¹ +¹ 2 2

protón electrón/beta positrón alfa Para que una ecuación nuclear esté igualada se deben cumplir los siguientes requisitos:

Número total de p+ y nº en los productos y reactivos debe ser el mismo, para conservar la masa.

Número total de cargas nucleares en productos y reactivos debe ser el mismo, para conservar el Z. Ejemplo. 212 208 4 Po → Pb + α 84 82 2 137 137 0

Cs → Ba + β 55 56 -1

CUADRO COMPARATIVO ENTRE REACCIONES QUÍMICAS Y REACCIONES NUCLEARES.

Reacciones químicas. Reacciones nucleares.

Implican cambios en la estructura de átomos.(periferia) Dependen de cambios en el interior de los núcleos

Los isótopos de los elementos muestran similar comportamiento químico.

Los isótopos se comportan diferentes.

El estado de combinación, condiciona el comportamiento. Ejemplo: Ra y Ra

++ se comportan diferentes porque tienen

estructuras electrónicas diferentes.

La reactividad nuclear es independiente del estado de combinación. Ra y Ra

++ tienen núcleos iguales.

Los elementos conservan su identidad. Implican la conversión de un elemento en otro siempre que cambie Z.

Efectos energéticos bajos. U + 3 F2 → UF6 ∆H = - 505 Kcal∕mol.

Efectos energéticos muy distintos, altos

238

1

239

92 U + o n → 92 U ∆H = - 1,7 x 10 6 Kcal ∕mol


1. Balancear las siguientes ecuaciones nucleares, identificando a X en cada caso.

a) 212 208 b) 137 137 c) 26 1 4

84 Po → 82 Pb + X 55 Cs → 56 Ba + X 12 Mg + 1 p → 2 α + X 2. Escriba ecuaciones nucleares balanceadas para las transformaciones siguientes.

a. el nitrógeno-13 sufre la emisión de un positrón. b. el bromo-84, experimenta desintegración beta(-) c. el torio-230 se desintegra a un isótopo del radio. d. el plutonio-242 emite una partícula alfa.

3. Los átomos y los iones de dichos átomos dan las mismas reacciones químicas? ¿y reacciones nucleares? Justificar.

4. a) ¿Qué son los reactores nucleares? b) ¿En qué consiste una fusión nuclear? ¿y una fisión nuclear?


FICHA N°5: MODELOS ATÓMICOS.

RESEÑA HISTÓRICA DE LOS MODELOS ATÓMICOS.

a) En la Grecia antigua los filósofos especularon sobre la constitución de la materia. Demócrito de Abdera (460-

370 A.C.) y Leucipo de Mileto, imaginaron que si se dividiese un cuerpo sucesivas veces, llegaría un punto en que esa división no sería posible. Se habría llegado a una partícula elemental a la que llamaron átomo. La palabra átomo por lo tanto, deriva del griego (a = no y tomo = parte), y significa indivisible. Lo anterior era apenas un pensamiento filosófico sin base experimental que lo sustentase.

b) Posteriormente Platón y Aristóteles proponen que no puede existir el átomo ya que creían que la materia era infinitamente divisible, por lo que la perspectiva atómica se desvaneció durante muchos siglos.

c) Fue preciso que el hombre acumulase observaciones y experiencias durante siglos para que la idea de Demócrito fuese retomada, entre los años 1803 - 1807, a través de John Dalton, (científico inglés) quién diseñó una teoría para explicar sus observaciones experimentales: “Los átomos son esferas macizas, homogéneas, indivisibles e indestructibles”.

Según DALTON:

Todo elemento está formado por átomos. Entendiendo por elemento: parte formadora de las sustancias.

Los átomos son las partículas más pequeñas de un elemento que conservan la identidad química de un elemento.

Todos los átomos de un mismo elemento son iguales.

Átomos de diferentes elementos tienen propiedades diferentes.

Los átomos de un elemento no cambian a otros átomos por reacciones químicas. Es decir los átomos no se crean, ni se destruyen en una reacción química.

Los átomos de distintos elementos se pueden combinar y formar compuestos.

A partir del desarrollo experimental de la química, se fue perfeccionado el modelo atómico de Dalton. Investigaciones a partir de 1850 hasta nuestros días demostró que el átomo tiene una estructura interna.

Alrededor de 1856 se realizaron varios trabajos que condujeron al descubrimiento de los electrones. 1886 se descubrieron lo protones. 1895 fue el descubrimiento de los rayos X en 1895. 1896 fue el descubrimiento de la Radiactividad.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON.

Los científicos utilizaban la electricidad mucho antes de comprender cómo funcionaba realmente. Fue J.J.Thomson (físico británico) quien decidió investigar al respecto en el año 1897. Utilizó rayos catódicos para realizar los experimentos en campos eléctricos y magnéticos. Allí se dio cuenta que los rayos se componen de pequeñas partículas más pequeñas que los átomos, que él llamó “corpúsculos”, quién le dio el nombre de electrones fue Stoney. Cuando una descarga eléctrica se envía a un tubo de vacío, se ve un resplandor verde fosforescente.

Thomson decidió introducir en el tubo una cruz de mica, observando que cuando circulaba la electricidad por el tubo, se producía una sombra en forma de cruz, lo que significa que algo viajaba en línea recta. Basado en los descubrimientos señalados, sugirió que el átomo debería estar formado por una esfera positiva, en la cual estarían incrustados electrones de carga negativa, de modo que la carga total fuese nula.

Prof. Roxana Morey.

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1. Buscar información sobre: Tubo de rayos catódicos.

2. ¿Cuál fue la evidencia utilizada para llegar a la conclusión qué los rayos catódicos consisten en partículas con

carga negativa?

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD. En 1910, Ernest Rutherford (1871-1937, físico neozelandés) realizó experiencias bombardeando una finísima lámina de oro (10-4 mm), con partículas α, de carga positiva, emitidas por una muestra de polonio radiactivo. Observó que las partículas alfa traspasaban las láminas y que la mayoría no se desviaban, sólo unas pocas lo hacían y a veces, otras rebotaban.

1. ¿Con los resultados obtenidos de la experiencia de Rutherford, qué se puede concluir?

2. ¿Por qué el modelo atómico de Rutherford es consistente que el de Thomson?

ESPECTROS.

Newton (siglo XVIII) demostró que la luz blanca se dispersa por medio de un prisma en 7 componentes de colores, donde ellos están en forma sucesiva y continua. Esto se conoce como Espectro continuo de la luz, que contiene una gama de varias longitudes de onda. El Hidrógeno colocado en un tubo a baja presión y sometido a una alta diferencia de potencial (voltaje), emite luz, al igual que otras sustancias que se encuentren en estado gaseoso, (ejemplo el Ne emite luz roja-naranja, el Na amarilla). Esta luz si es dispersada por un prisma da un Espectro discontinuo o de líneas, esto significa que tiene sólo ciertas longitudes de onda. Cada elemento tiene un espectro único de emisión. Las líneas son características de un espectro atómico.

Se pueden explicar los fenómenos anteriores considerando a la luz como una onda electromagnética, para lo cual es necesario conocer la naturaleza de las ondas.


Actividad:

1. ¿Qué es una onda? 2. ¿Qué es lo que caracteriza a una onda? 3. Definir los términos que caracterizan a una onda. 4. En el siguiente esquema se muestran dos ondas, ¿en qué se diferencian?

Las propiedades diferentes que tienen las formas de energía radiante o radiaciones electromagnéticas se debe a sus distintas longitudes de onda o sea a su frecuencia. La radiación electromagnética es la emisión y transmisión de energía en forma de ondas electromagnéticas. Otra característica importante de las ondas es su velocidad, la cual depende del tipo de onda y del medio en el que viaja (aire, agua vacío).

TEORÍA CUÁNTICA DE PLANK.

Si calentamos un sólido (ej hierro), emite una radiación electromagnética, el filamento de tungteno de una lámpara también, y así todos los materiales al ser calentados emiten radiación electromagnética, las cuales tienen diferentes longitudes de onda. Si se observa la llama a través de un espectroscopio se obseva un espectro de líneas. La física clásica no podía explicar el espectro de luz emitido por estos materiales y suponía que los átomos podían absorber o emitir cualquier cantidad de energía radiante. En cambio, Planck (1900) propuso que los átomos y las moléculas emitían o absorbían energía sólo en cantidades discretas que llamó cuanto y los definió como la mínima cantidad de energía que se podía emitir o absorber en forma de radiación electromagnética.

MODELO DE BOHR DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO. Bohr (físico danés, 1913-1914) haciendo uso de la teoría cuántica de Planck dió explicación al espectro de líneas del átomo de hidrógeno. Este modelo fue el primero que plantea la cuantización de la energia de los e- en un átomo. Bohr propone que los e- se mueven en órbitas circulares alrededor de núcleo. El único e- del átomo de H debe estar ubicado en órbitas permitidas que presentan una energía cuatizada que está asociada al movimiento del e-. Esta energía depende de la órbita que ocupa el e- y se le asigna un número entero que se conoce como número cuántico principal (n). Donde n puede tener valores de 1, 2, 3, 4 …….∞. A partir de esto, Bohr explicaba la emisión de radiación del átomo de H de la siguiente manera:

La energía radiante absorbida por los átomos

hace que el electrón se mueva de una órbita de menor energía a otra de

mayor energía.

Cuando un e- de una órbita de mayor energía pasa a una de

menor energía emite un cuanto de energía (un fotón) en forma de luz. La cantidad de energía

para mover un electrón dependde de la diferencia de los niveles de energía inicial y

final.

Prof. Roxana Morey.

14

NATURALEZA DUAL DEL ELCTRÓN

Nodo

El modelo de Bohr daba explicación a partículas con 1e-, pero no pudo argumentar el espectro atómico de átomos con muchos electrones (polielectrónicos). En 1924, De Broglie, físico francés, propone: Si las ondas se pueden comportar como una corriente de e-entonces los e- pueden comportarse como ondas. De acuerdo a esto De Broglie sostiene que el e- se encuentra enlazado al núcleo y se comporta como una onda estacionaria (ej de onda estacionaria es la generada al pulsar la cuerda de una giuitarra). Este razonamiento concluyó de que las ondas se pueden comportar como partículas (dualidad onda-partículas).

A mayor frecuencia, menor el la longitud de onda y aumenta el nº de nodos. De Broglie argumentó que el electrón se comporta como una onda fija y su longitud de onda se ajusta a la de la circunsferencia de la órbita. Con este razonamiento se llegó a que el electrón se comporta como partículas que tienen propiedades de onda.

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE. Si el electrón presenta propiedades de ondas es imposible saber su posición en forma definida, sólo sabemos que se extiende en el espacio. Por lo tanto no es posible definir exactamente donde se encuentra un e-, en un determinado momento, siempre habrá una duda. Esto se conoce como principio de incertidumbre de Heisenberg. Este principio establece que es imposible conocer simultaneamente el momento y la ubicación exacta de un electrón en el espacio. Teniendo en cuenta esto no debemos imaginarnos a los electrones moviéndose en órbitas circualres que sean bien definidas.

ACTIVIDAD.

1. Realizar una línea del tiempo con todos los descubrimientos de mayor relevancia en el desarrollo de la estructura

del átomo.

2. ¿Qué es un nivel de energía? Explicar la diferencia entre estado fundamental y estado excitado.

3. Describir brevemente la teoría de Bohr.

4. ¿En qué varía el modelo de Bohr con el de Rutheford?

5. ¿Cuáles son las limitaciones del modelo atómico de Bohr?

6. ¿Cuál es el aporte de De Broglie? ¿Qué establece el principio de incertidumbre de Heidelberg?


FICHA N°6: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA.

MECÁNICA CUÁNTICA. El principio de incertidumbre es el inicio para desarrollar una nueva teoría de la estructura atómica, dejando atrás el modelo de Bohr, que toma como referencia la naturaleza ondulatoria del e-, esta teoría se conoce como mecánica cuántica. Por el principio de incertidumbre no podemos especificar la ubicación de un e- alrededor del núcleo ya que este no tiene trayectorias definidas, por lo que debemos hablar de la probabilidad de que un e- se encuentre en una región del espacio en un instante dado, esto es sinónimo de densidad electrónica. Por esta razón se introduce un nuevo concepto: Orbital.

¿Qué es un orbital? ....................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................

En 1926 Erwin Schrödinger (Austria) realiza un modelo estadístico matemático para el átomo, conocido como modelo mecano cuántico o mecánica cuántica que es el modelo actual de átomo. En el modelo actual del átomo se proporcionan valores llamados números cuánticos que permiten describir un orbital o sea la probabilidad de encontrar un electrón.


1) ¿Cuáles son los números cuánticos? 2) ¿Qué indican cada uno de ellos? 3) Según el valor que tome l se le asignan letras, de acuerdo a esto

completa: 4) Completa el siguiente cuadro: 5) Qué significado tiene la siguiente afirmación: Conocer los nº cuánticos es saber el ´´domicilio´´ de 1 e- en un

átomo en el espacio.

6) Completar el cuadro:

n Nivel

l Subnivel

M Número

Nombre del Subnivel

Nº de orbitales en el subnivel.

1 0

2 2

0 1

3 3 3

0 1 2

Valor de l 0 1 2 3 4

Letra

Nº cuántico INDICA Se relaciona con:


ORBITALES ATÓMICOS. Orbitales s: El orbital de menor energía, el más

estable, es el obital 1s (el más cercano al núcleo), es simétrico de forma esférica. Esta representación muestra la probabilidad de encontrar al e- alrededor del núcleo, y está decrece a medida que se aleja del mismo. Todos los orbitales s (1s, 2s, 3s,..) son esféricos, pero de distintos tamaños, que aumentan en función de n.

Orbitales p. Los orbitales p, comienzan a partir de n = 2, donde l debe tener valor 1, y m , -1,0,+1, por lo que hay 3 orbitales p, (px, py, pz) x, y, z, indica el eje hacia el cual está orientado el orbital. Estos 3 orbitales tienen igual forma y energía, Sólo difieren en su orientación en el espacio. Su forma es de 2 lóbulos opuestos alrededor , del núcleo, su tamaño aumenta según el nivel energético.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.

El arreglo o distribución de los electrones en sus distintos niveles de energía y orbitales se llama configuraión electrónica. Recordar que la estabilidad de un átomo se logra cuando los e- se ubican en los estados de enegía más bajos posibles. Por lo tanto los e- se distribuirán de tal manera que vayan quedando en los niveles de menor energía que se pueda. Hay que tener en cuenta que cada nivel y orbital acepta un número determinado de e-, es decir no todos los e- pueden ir al orbital 1s, aunque este sea el de menor energia, el más estable, Hay una serie de principios o reglas que nos permiten ir asignando los e- en los distintos orbitales, o sea

escribir la configuración eletrónica, para los átomos en estado fundamental. Por esado fundamental entenderemos que los e- se han distribuído de tal forma de quedar en los orbitales de menor energía posible. Ejemplo, en el átomo de H que tiene 1e-, su estado fundamental es que ese e- esté en el nivel 1, orbital s, entonces: 1s¹. Entonces para el átomo de hidrógeno la configuración electrónica es: 1s1 donde 1 indica el número cuántico principal (n), s es el número secundario acimutal (l) y 1 es la cantidad de electrones en el orbital o subnivel También la CE se puede representar: H

Esta representación muestra el spin del e-. La flecha hacia arriba señala una de los posibles giros del e-.

PRINCIPIOS O REGLAS PARA ESCRIBIR C. ELECTRÓNICAS DE ÁTOMOS POLIATÓMICOS. 1. PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN. Los orbitales se

llenan con los e- disponibles en orden creciente de energía.

El orden lo determina la regla de Simmons:


2. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI . Este principio establece que 2e- en un átomo no pueden tener los mismos 4 nº cuánticos. Si 2e- en un átomo tienen los mismos valores de n, l, m (los 2e- están en el mismo orbital), entonces tienen diferentes spin. Esto indica que sólo se aceptan 2e- en un mismo orbital, pero con spin ´´contrario´´.

Ejemplo. 2 He 1s² n = 1 l = 0 m = 0 s = +½ , -½

A B C

A, B, C son los posibles diagramas de 1s¹. Los diagramas A y B según este principio están mal porque el valor del nº cuántico s, spin para estos 2e- es el mismo, entonces el diagrama correcto es el C.

3. REGLA DE HUND. Consideremos el átomo de Carbono: 6C 1s² 2s² 2p² Los posibles diagramas serían: A B C

px py pz px py pz px py pz

Estos diagramas de distribuciíón de electrones cumplen con el Principio de Pauli, pero la correcta, es la C, es la que tiene mayor estabilidad. La regla de HUND dice: ´´La distribución más estable de e- en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de spines paralelos´´. Esto significa: valores de s iguales para los distintos e- que se incorporan en orbitales de la misma energía, lo cual es logico, porque e- con iguales spines se repelen generando una menor energía en el orbital.

Resumiendo: Las reglas para realizar la configuración electrónica de un átomo establecen:

1. Los electrones tienden a la mínima energía porque eso le da máxima estabilidad. 2. En cada orbital puede haber como máximo 2 electrones con spin contrario.

3. Cuando los orbitales tienen la misma energía (ejemplo: px, py, pz) los electrones se distribuyen de a uno en cada orbital y se completa el orbital (con 2 e-).

EJERCICIOS DE APLICACIÓN. 1. ¿Qué es un orbital atómico y en que difiere con una órbita? 2. El modelo actual del átomo tiene una explicación físico-química o es un modelo matemático? 3. ¿A qué se le llama configuración electrónica? 4. Brevemente explica cada una de las reglas para escribir configuraciones electrónicas. 5. Describa las características de los orbitales s y p. 6. Cuáles de los siguientes orbitales no existen: 2s, 1p, 2d, 3p, 3d. 7. ¿Qué número cuántico define un nivel? ¿Cuáles definen a un subnivel? 8. Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos comprendidos hasta Z = 20 y en cada una de ellas señala

electrones de valencia y cantidad de niveles de energía. 9. Busca la relación que existe entre Grupo y Período y las configuraciones electrónicas. 10. Para los átomos Si, K, B, Mg indica los números cuánticos de los electrones de valencia. 11. Para un e- ubicado en: n = 2, ¿cuáles podrían ser los valores de l, m y s? 12. Escribir la configuración electrónica de los siguientes iones Mg2+ P3-, F¯. 13. Escribir el símbolo del elemento de número atómico más bajo que tiene:

a. un subnivel p completo b. 2 electrones 1s c. 4 electrones 2


FICHA N°7: TABLA PERÍODICA Y LA PERIODICIDAD DE LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS.

EVOLUCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA.

JACOB BERZELIUS – 1918.

Desde 1800 se conocían 31 elementos y en 1818, el químico sueco Berzelius propuso sustituir los círculos y puntos de los símbolos de Dalton por letras, tomando como base inicial o las dos primeras letras del nombre del elemento escrito en latín.

WIILLIAM PROUST – 1920. William Proust químico, físico ingles. Estableció la hipótesis que “en todos los elementos se hallan compuestos de hidrógeno como materia original”. Propuso el ordenamiento de los elementos en base al hidrógeno, según la cual las masas atómicas eran números enteros y múltiplos de aquel.

CHANCOURTOIS – 1863.

Chancourtois, químico francés ordenó los elementos en función creciente a su masa atómica, sobre una curva helicoidal, donde la base fue dividida en 16 partes iguales. En esta curva si se traza una línea vertical se interceptaban los elementos con propiedades similares.

TRIADAS DE DOBEREINER – 1829.

Johan Dobereiner químico alemán, propuso el ordenamiento de los elementos en grupos de 3 con propiedades semejantes y los llamó “triadas”. Además propuso que la masa atómica del átomo central era la masa promedio de los 2 elementos de los extremos.

triada Li Na K MA=7+39=23 2 MA 7 23 39

La importancia de las triadas de Dobereiner, radica en que, por primera vez, se agrupa a aquellos elementos que tienen propiedades similares, anticipándose el concepto de “familias químicas”.

OCTAVAS DE NEWLANDS – 1864.

Newlands, químico inglés propuso el ordenamiento de los elementos en función creciente de sus masas atómicas. Los dispuso en filas horizontales de 7 en 7, resultando períodos en donde el octavo elemento se parecía en las propiedades del primero, el noveno al segundo, así sucesivamente. Por cual los que tengan propiedades semejantes quedaban en la misma columna.

DIMITRI MENDELEIEV y LOTHAR MEYER - 1869.

En 1865 existían 63 elementos. Mendeleiev (ruso) y Meyer (alemán), investigando de forma independiente propusieron un ordenamiento basado en la en la regularidad de sus propiedades. Mendeleiev para hacer el ordenamiento se basó en la propiedades química de óxidos y de hidruros de dichos elementos y observó que las propiedades variaban con periodicidad, y que esto estaba relacionado con sus masas atómicas, es así que él enuncia la Ley periódica de los elementos: “Las propiedades de los elementos son función periódica de sus masas atómicas”. También hizo una predicción para los elementos que aún no se conocían dejando espacios en blanco en su tabla periodica.

HENRY MOSELEY – 1914.

Moseley , físico inglés, descubrió que los espectros de rayos X de cada elemento tenían una determinada frecuencia, característica, a la que le asignó un número entero que lo llamó número atómico (Z) (que estaba vinculado a la carga del núcleo). Concluye que el ordenamiento de los elementos debe hacerse de acuerdo nº atómico en forma creciente y enunció la siguiente ley periódica: “Las propiedades de los elementos son función periódica de su nº atómico”

En 1900 existían 90 elementos naturales.


En la actualidad hay 118 elementos, 96 naturales y 22 artificiales.

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

Las propiedades de los elementos quedan determinadas por sus configuraciones electrónicas. Del análisis de las configuraciones electrónicas de los átomos surge que están relacionadas con la ubicación en la tabla periódica de los átomos, que la da el grupo y el periódo.

¿Qué indica el grupo y el periódo? ………….…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

………..……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

………..……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

……......................................................................................................................................................................................

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

Los átomos de elementos con la misma configuración electrónica en la capa de valencia, es decir con el mismo número de electrones en los orbitales de la capa más externa, (más alejado del núcleo), están arreglados en columnas o grupos, y estos elementos tienen propiedades semejantes. Observando la tabla periódica encontramos que los átomos están agrupados por tipo de orbital de valencia. Hacia el extremo izquierdo se encuentran metales activos, los cuales estan llenando los orbitales s, correspondientes a los grupos I A – IIA . En el extremo derecho hay un bloque de 6 columnas. Estos elementos están llenando los orbitales p. Los bloques s y p corresponden a elementos representativos En la zona media de la table periódica hay un bloque con 10 columnas, donde se van llenando los orbitales d, estos corresponden a los metales de transición y debajo de la tabla periódica hay 2 hileras con 14 elementos cada una que forman el bloque f, donde se están llenando los orbitales f. A estas hileras se llaman lantánidos y actínidos o elementos de transición interna. De acuerdo al llenado de los orbitales encontramos que la tabla periódica queda dividida en bloques. Por ejemplo: Bloque s. Extremo derecho. ns¹ → Grupo l A o 1: familia del hidrógeno y familia metales alcalinos.


1. ¿En el bloque s qué otro grupo se encuentra? ¿Qué nombre recibe la familia de este grupo?

2. ¿Qué nombre reciben los electrones externos de un átomo?

3. ¿Qué significa electrón diferenciante? Indica los números cuánticos del electrón diferenciante del átomo de

sodio y de magnesio.

4. Observar el cuadro que se completó en el apartado anterior y responde: a) ¿Cuáles son los grupos que tienen incompletos los orbitales del máximo número cuántico principal? b) ¿Qué grupo completa el orbital s o p? c) Explica porqué la configuración electrónica del sodio se puede representar de las siguiente forma:

[Ne]3s1

Orbital Se llena con…. Bloque Cantidad de columnas Grupo

s 2 s 2 I,IIA p 6 p 6 III, IV,V,VI, VII,VIII A d 10 d 10 III,IV,V,VI,VII,VIII B f 14 f 14 Lantánidos, actínidos.


5. a) Completar el siguiente cuadro para elementos que correspondan a los representativos:

Bloque Llenado de orbitales grupo e- de val. Familia

S s1 I A ( 1) 1 del hidrógeno- metales alcalinos

b) Realizar la configuración electrónica externa para los átomos de Magnesio, Cloro, Aluminio, Nitr

6. Los átomos para lograr estabilidad química se transforman en iones y de esa manera son isoeléctricos a los gases nobles, ¿qué significa esto?

7. Representa la configuración electrónica para: a) átomo de fluor, b) anión fluoruro, c) átomo de magnesio, d) átomo de neón, e) catión magnesio, f) átomo de nitrógeno. ¿Cuál de estas CE son isoeléctricas?

8. La configuración electrónica muestra una variación periódica, al aumentar Z. Esto trae como consecuencia que los elementos tengan diferentes propiedades físicas y químicas. Estas propiedades a lo largo de un

periódo van cambiando gradualmente y reciben el nombre de propiedades periódicas de los elementos. Ellas son: radio atómico, radió iónico, electronegatividad, carácter metálico, energía de ionización y afinidad electrónica. Busca las definiciones de cada una de estas propiedades.

9. ¿Qué es la carga nuclear efectiva?

10. a) Ubicar en la tabla los siguientes elementos: B, S, C, Na, Ne (p.20)

b) Utilizando sólo el sistema periódico predecir y explicar cuál de los tres elementos tiene:

el mayor radio atómico.

menor radio atómico. c) Ordenar los elementos de acuerdo su energía de ionización creciente. Justificar.

11. Comparar los elementos Ca y Rb en relación a sus radios atómicos y sus energías de ionización. 12. a) ¿Cuál es el elemento más electronegativo? Ubicarlo en la tabla. Indicar el valor de la EN. b) ¿En qué grupo del sistema periódico se encuentra el elemento menos electronegativo? Ubicarlo. 13. Para cada uno de los siguientes pares de átomos, ¿cuál sustancia tendrá mayor carácter metálico? Explicar.

a) Li o Be b) Sn o P c) B o Al

14. Comparar el Na y el Li con respecto a las siguientes propiedades (justificar): a) configuración electrónica, b) carga iónica, c) energía de ionización, d) reactividad frente al agua, e) radio atómico, f) electronegatividad.

15. Escribir la configuración electrónica del elemento que se encuentra en el segundo período de la T.P y en el Grupo IIIA. Indicar el conjunto de números cuánticos para su electrón diferenciante.

16. Indicar si las siguientes afirmaciones son falsas o verdaderas. Justificar cada elección.

a) Todos los orbitales "s" del cloro tienen la misma energía. b) El catión K1+ tiene igual cantidad de electrones que un gas noble. c) El fósforo pertenece al bloque "s" de la Tabla Periódica.


17. Del elemento X se sabe que forma cationes con carga 2+ cuya configuración es: Ne . a) Identificarlo y realizar su configuración electrónica b) Indicar nivel y electrones de valencia , y, de acuerdo a ellos, ubicarlo en la T.P. c) Indicar todos los valores para los números cuánticos del último electrón que se ubica en la

configuración (electrón diferenciante) d) Indicar si posee electrones desapareados. Explicar.

18. Analice los siguientes valores de 1ª. y 2ª. energías de ionización y responda las preguntas.

elemento 1ª. E. I. (kJ/mol) 2ª. E. I. (kJ/mol)

K 419 3052

Ca 590 1415

a) ¿Por qué la 1ª. E.I. del calcio es mayor que la 1ª. E.I. del potasio? Explique aplicando el concepto de

carga nuclear efectiva. b) Compare las 2as. E. I. de ambos elementos y plantee una explicación para la gran diferencia entre sus

valores. c) La E.I. se relaciona con el “carácter metálico” de los elementos. Explique por qué y compare el carácter

metálico del calcio y del potasio.

19. Para el potasio. a) realiza su configuración electrónica en estado fundamental, y de acuerdo a ella explica en qué

grupo, periodo, bloque de la tabla periódica que se encuentra. b) indica todos los números cuánticos para su electrón diferenciante. c) realiza la configuración electrónica de su catión 1+.

20. Indica el símbolo químico de:

a) todos los elementos que tienen sólo electrones en orbitales s. b) el elemento cuyo anión -1 tiene la configuración electrónica del Ne c) el elemento cuya configuración electrónica en estado fundamental es [Ar]4s2 .

Explica cada elección.


FICHA N° 8: ENLACE QUÍMICO.

Concepto, causa y formación de un enlace químico:

Es la fuerza de atracción electrostática que mantiene unidos a los átomos o iones, que da como resultado estructuras que tienen mayor estabilidad y menor energía.

Cuando los átomos interactúan para formar un enlace sólo participa la región más externa de la periferia, es decir los electrones de valencia.

Lewis (1875-1946, químico EEUU) explicó que los átomos se combinan con la finalidad de alcanzar una configuración electrónica más estable, esto se produce cuando un átomo es isoeléctrico con un gas noble, es decir tener igual configuración electrónica que el gas noble.

Al estudiar los enlaces químicos se deben tener en cuenta los e- de valencia, que se representan mediante diagramas de puntos o de Lewis que consiste en poner alrededor del símbolo del elemento tantos puntos como e- de valencia tenga el átomo del elemento. (Colocar a cada símbolo del elemento los electrones de valencia)

H Mg C S F He Ar 1s¹ [Ne]3s² [Ne]3s²3p² [Ne]3s²3p4 [He]2s²2p5 1s² [Ne]3s²3p6 IA IIA IVA VIA VIIA VIIIA VIIIA

El número de electrones de valencia de los elementos representativos coincide con el grupo al cual pertenecen. Por lo general los átomos ganan, pierden o comparten e- para lograr la misma configuración electrónica del gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica.

Como los gases nobles (menos el He que tiene 2e-) tienen 8e- de valencia, los otros átomos reaccionan con la finalidad de tener también 8e- de valencia. Esto conoce como regla del octeto. (ir a ficha N°1)

Tipos de enlace: Dependen del tipo de partículas que se unen y las fuerzas de atracción que actúa en cada caso .Conocer el tipo de enlace es esencial para poder deducir las propiedades físicas de una sustancia ya que existe una relación directa entre la estructura y la función. Enlace iónico El enlace iónico se produce entre un metal (de baja electronegatividad) y un no metal (de alta electronegatividad). Debido a esta diferencia de electronegatividades, el metal transfiere uno o más electrones de valencia al no metal. Como consecuencia de esta transferencia, el metal se transforma en un catión (ión con carga positiva) y el no metal se transforma en un anión (ión con carga negativa). Los iones formados quedan fuertemente unidos por atracción electrostática y se ordenan simétricamente, formando un sólido cristalino o cristal. Ejemplo. Metal No metal Compuesto iónico Li + F → Li+F¯ (LiF) fluoruro de litio 1s²2s¹ -------------→ 1s²2s²2p5 Transferencia de e-


Esta reacción ocurre en 2 pasos: 1. Ionización del litio: Li → Li+ + 1e- 2. Aceptación de 1e- por el flúor: F + 1e- → F¯ En todo enlace iónico se forman iones, catión y anión respectivamente.

Propiedades de las sustancias iónicas.

Sustancias quebradizas, sólidas a temperatura ambiente.

Puntos de fusión-ebullición elevados

Son cristales, las fuerzas de atracción electrostáticas mantienen a los iones arreglados en forma definida y rígida, haciendo que tengan los iones una distribución geométrica en el espacio particular, compacto formando una red cristalina. (ejemplo el cloruro de sodio, NaCl, tiene un ordenamiento cúbico)

Se disuelven en agua (por lo general) formando soluciones conductoras de corriente eléctrica. Enlace covalente: El enlace covalente se produce entre dos no metales. Debido a que ambos tienen alta EN, no se produce una transferencia de electrones como en le enlace iónico sino que comparten uno o más pares de electrones de valencia. Estos pares de electrones se forman con un electrón de valencia de cada uno de los átomos que se unen. De acuerdo a la diferencia de EN entre los átomos que forman el enlace, éste podrá ser polar o no polar.

Enlace covalente no polar: se produce entre elementos cuya diferencia de electronegatividades (∆EN) es cero 0 hasta 0,4. Debido a que existe muy poca o nula diferencia de EN entre los átomos que comparten electrones, éstos se encuentran a igual distancia de ambos por lo cual la carga eléctrica se reparte uniformemente.

Enlace covalente polar: se produce cuando la diferencia de EN es mayor lo cual genera una distribución desigual de la carga eléctrica. Los electrones del enlace están más atraídos hacia el átomo con mayor EN y sobre él se genera una carga parcial negativa (∂-). De forma similar, sobre el otro átomo se genera una carga parcial positiva (∂+) debido a que los electrones se encuentran más lejos de él.

H. + H. → H:H H─H H2

1s¹ 1s¹ 1s²

En este ejemplo se comparte 1 sólo par de e-, por lo que el enlace es simple o sencillo. El átomo de H tiene 1 sólo e- enlazante y no tiene e- libres o de no enlace. Cada e- del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos con la misma intensidad, generando una densidad electrónica uniforme alrededor de los núcleos, se dice que el enlace es no polar. La unión de los dos átomos de H logran la misma configuración electrónica que el He. La representación del enlace covalente mediante puntos recibe el nombre de estructuras de Lewis. Usando las estructuras de Lewis, los átomos que participan de un enlace covalente deben quedar rodeados por 8e-

(regla del octeto), a excepción del H, que queda rodeado por 2 para adquirir la configuración electrónica del He.

Los átomos además de establecer enlaces sencillos, pueden realizar enlaces múltiples (doble o triple)

La unión de 2 átomos de O o 2 átomos de N generan enlaces múltiples doble y triple respectivamente

Los enlaces de las moléculas de H2, O2, N2, son covalentes no polares puros, porque se da entre átomos de un mismo

elemento.

Existen enlaces covalentes no polares entre átomos diferentes con electronegatividades similares, por ejemplo en la

molécula de metano, CH4.

Conclusión: Los enlaces covalentes no polares se encuentran presentes tanto en sustancias simples, como en

sustancias compuestas. Los átomos no metálicos de distintos elementos que tienen electronegatividad diferente

presentan enlaces covalentes polares. (ej. H2O). El núcleo del átomo de mayor electronegatividad (capacidad que


tiene el núcleo de un átomo en una molécula de atraer los e- hacia si mismo) atrae con mayor fuerza al par de e-

compartidos, generando en la molécula una polaridad.

Propiedades de las sustancias covalentes. Las propiedades entre las sustancias iónicas y covalentes son diferentes, esto se debe a la naturaleza de las fuerzas

que mantienen el enlace. En las sustancias iónicas son fuerzas electrostáticas, que forman una red compacta que

mantiene fuertemente unidos a los iones, en cambio en las sustancias covalentes se establecen 2 tipos de fuerzas:

Fuerzas que mantienen unidos a los átomos en la molécula.

Fuerzas de atracción que se generan entre las moléculas. (Fuerzas intermoleculares)

Como las fuerzas intermoleculares son débiles no se forman redes cristalinas, por este motivo las sustancias

covalentes a temperatura ambiente son líquidas o gases y cuando son sólidas, presentan puntos de fusión muy

bajos. La mayoría de las sustancias covalentes son insolubles en agua y las que los son tienen enlaces polares y

generan puentes de hidrógeno como lo hace ella, quedando por lo general soluciones acuosas no conductoras de

corriente eléctrica. (una excepción es el ácido acético en agua).

Enlace Metálico:

Se establece entre elementos metálicos iguales o diferentes (aleaciones). Los metales son átomos de elementos de baja electronegatividad, por lo tanto los electrones de valencia están débilmente unidos y son fáciles de separar.

Ej. Na° 1e- + Na+

Los cationes metálicos que se generan por la “pérdida” de los electrones de valencia se ordenan regularmente. Los electrones externos de estos átomos pueden moverse libremente entre los cationes (formando una “nube”) y mantienen unida la estructura. Catión metálico

Electrón de valencia libre

Actividad:

1. a) Escribir la configuración electrónica para el átomo de F, y representar el enlace de la molécula de F2. b) Indicar pares de e- libres y e- enlazantes.

2. Representar el enlace covalente mediante estructura de Lewis de las moléculas de O2 y N2. 3. Representar el enlace covalente no polar de la molécula de etino (C2H2) mediante estructuras de Lewis. 4. Dadas las siguientes fórmulas químicas, clasificar y representar el enlace químico que se establece entre los

átomos que las conforman. HCl, CaCl2, H3C-CH3 5. a) La síntesis de un compuesto se realiza por la unión de los elementos M y N. ¿Qué compuesto es? Escriba

la fórmula y nómbrelo. Datos: los electrones de valencia del elemento M presentan los siguientes nº cuánticos: n = 3 l = 0 m = 0 s = + ½ n = 3 l = 0 m = 0 s = - ½

El elemento N, pertenece al período 3 y tiene 7 electrones de valencia. Representar y explicar el enlace químico de dicho compuesto.


FICHA N° 9: FUERZAS INTERMOLECULARES.

Además de las fuerzas que intervienen en un enlace químico entre los átomos existen otras fuerzas de atracción que actúan entre todas las moléculas cuando estas se encuentran próximas. Se llaman fuerzas intermoleculares y ellas son más débiles que los enlaces químicos. Las fuerzas intermoleculares principales son las conocidas como fuerzas de Van der Walls y los Puentes de Hidrógeno.

Estas fuerzas inciden en las propiedades físicas que tienen las sustancias, como el estado de agregación, el punto de fusión, el punto de ebullición y la solubilidad. Entre estas fuerzas se destacan las siguientes:

Fuerzas dipolo – dipolo: Estas fuerzas se establecen entre moléculas polares donde estas se atraen entre sí a través de sus extremos con densidad de carga positiva y densidad de carga negativa (polos)

Las moléculas polares se atraen entre sí cuando la zona negativa de una de ellas está cerca de la zona positiva de otra.

Fuerzas de dispersión de London o dipolos

transitorios: Son fuerzas que se generan por el continuo movimiento de las nubes electrónicas de las moléculas y estas producen la aparición de dipolos momentáneos, que inducen, a su vez a la formación de otro dipolo en la molécula vecina y así sucesivamente, estableciéndose una atracción débil entre las diferentes moléculas, es decir el movimiento de los electrones provocan que una molécula se polarice temporalmente. Este tipo de atracción la tienen todas las sustancias moleculares, aún las no polares tienen la capacidad de polarizarse.

Puentes de Hidrógeno: El enlace por puentes de hidrógeno se forma cuando un átomo de hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo por enlace covalente (en una molécula polar) interacciona con un par electrónico no compartido de otro átomo altamente electronegativo (oxígeno, nitrógeno, flúor) y establece puentes entre ambas moléculas. Los puentes de hidrógeno explican algunas propiedades físicas de las sustancias como su estado de agregación y el punto de ebullición alto que presentan las mismas. Las sustancias donde sus moléculas presentan puente de hidrógeno tienen puntos de ebullición altos.

Prof. Roxana Morey.

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Fuerzas ion – dipolo: No son fuerzas

intermoleculares, se producen entre los iones de un compuesto iónico y las moléculas covalentes polares. El polo negativo de una molécula atrae al ion positivo y el polo positivo atrae al ión negativo. Este proceso se llama solvatación y se produce cuando se forma una solución entre un compuesto iónico (soluto) y un solvente polar (ejemplo el agua).


1. Dadas las sustancias de metano (CH4) y agua (H2O).

a) ¿Cuál de ellas establece puentes de hidrógeno entre sus moléculas? ¿Por qué? b) ¿Cuál tendrá punto de ebullición más elevado? c) Prediga el estado de agregación para cada una de estas sustancias.

2. En los halógenos el punto de ebullición aumenta a medida que aumenta la masa de la molécula (F2, Cl2, Br2, I2). Sin embargo, en los halogenuros (HF, HCl, HBr, HI) el punto de ebullición del HF es mucho mayor. ¿A qué se debe esto?

3. ¿Cuál es la naturaleza de la principal fuerza de atracción en c/u de los siguientes casos? Justificar. a) CH3OH(l) b) Br2 (l)

c) C2H2(g) 4. ¿Qué miembro de cada par de sustancias presenta mayor temperatura de ebullición? Fundamentar.

a) N2 - O2. b) CH4 - SiH4. c) NaCl - CH3Cl.

5. ¿Qué tipo de atracción hay entre?

a) catión sodio (Na+) - agua. b) agua - alcohol. c) tetracloruro de carbono - benceno. (Ambos líquidos no polares)


FICHA N° 10: ESTRUCTURAS DE LEWIS – REGLA DEL OCTETO.

Las estructuras de Lewis son de utilidad como modelos de enlace en muchas sustancias simples o compuestas. Por eso hay una serie de reglas a seguir para representar enlaces mediante estructuras de Lewis. Ellas son: Sumar los electrones de valencia de todos los átomos presentes. En el caso de tratarse de un anión, se agregan

tantos electrones como carga negativa tiene y si se trata de un catión se le restan tantos electrones como carga positiva tiene.

Escribir el átomo central de la molécula o ión (en general es el menos electronegativo) y unir mediante un enlace simple dicho átomo a los demás.

Distribuir los electrones restantes alrededor de los átomos "periféricos" hasta completar su octeto. Si aún

quedan electrones por distribuir, se le asignan al átomo central. Si el átomo central no completó su octeto electrónico , probar con enlaces múltiples (dobles o triples) Ejemplo. Estructura de Lewis para la molécula de SO2.

Nombre del elemento Símbolo e- de valencia

Azufre S 6

Oxígeno O 6

Oxígeno O 6

Electrones totales: 18

Actividad: Dibujar las estructuras de Lewis para las siguientes especies:

a) PCl3 b) HCN c) ClO3-1

d) NH4+1

e) CO2 d) SO3


FICHA N° 11: GEOMETRÍA MOLECULAR. Las estructuras de Lewis indican los enlaces que tienen las moléculas (en el plano), pero no muestran la forma de las moléculas en el espacio, es decir su geometría. La geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula (o iones). La geometría de una molécula se puede predecir por un método sencillo, teniendo el nº de e- que rodean al átomo central, según la estructura de Lewis. El argumento de este enfoque es suponer que los pares de e- de la capa de valencia de un átomo (e- que están involucrados en el enlace) se repelen entre sí. La geometría que adopta la molécula está dada por la posición de todos los átomos y es aquella en la que la repulsión es mínima. Para conocer la geometría de una molécula utilizaremos el modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (R.P.E.C.V) Este modelo, RPECV, explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares. MODELO RPECV. Los átomos en las moléculas están unidos mediante el compartimiento de pares de e-. Los

pares de e- se repelen unos con otros, por lo que ellos pretenden quedar lo más separadamente posible que se pueda, es decir no interferir un par de e- con otro, para disminuir las repulsiones entre ellos. Esta es la idea primordial del modelo RPECV.

MOLÉCULAS EN LAS QUE EL ÁTOMO CENTRAL NO TIENE PARES DE ELECTRONES LIBRES.

Consideraremos moléculas de átomos de 2 elementos A y B, donde A es el átomo central. Estas moléculas responden a la fórmula molecular ABX , donde x = 1,2,3,4,5,6.

Si x = 1, la molécula es biatómica, AB, ejemplo HCl y por definición son moléculas lineales. Si x = 2, AB2 , ejemplo: BeCl2, cloruro de berilio, la estructura de Lewis es: Cl – Be – Cl

Si x = 3, AB3, ejemplo: BF3, trifluoruro de boro, su estructura de Lewis es:

.

Si x = 4, AB4, ejemplo: CH4, metano. Existen 4 pares de e- enlazantes, la geometría es tetraédrica. En la molécula tetraédrica, el átomo central se encuentra en centro del tetraedro y los otros 4 átomos en los vértices. Los ángulos de enlace que se forman son de 109,5º.

F │ B ∕ F F

120º Hay 3 enlaces covalentes (BF) que apuntan hacia los vértices de un triángulo equilátero con B en el centro del triángulo. La geometría es plana trigonal y los ángulos que se forman son de 120º y los 4 átomos están en un mismo plano.

Plana triangular

180º

El átomo central no tiene pares de e- libres y los 2 pares de e- enlazantes, se repelen entre sí lo máximo, esto se logra con un arreglo lineal de los átomos, o sea que el ángulo de enlace es de 180° y la molécula es lineal.

H ⌡ H – C – H ⌡ H

109,5º


Si x = 5, AB5, ejemplo: PCl5, pentacloruro de fósforo, tiene la siguiente estructura de Lewis.

Si x = 6 , AB6 , ejemplo, SF6 , hexafluoruro de azufre., la estructura de Lewis es:

MOLÉCULAS EN LAS QUE EL ÁTOMO CENTRAL TIENE PARES DE ELECTRONES LIBRES.

Para determinar la geometría de una molécula donde el átomo central tiene pares de e-libres, lo primero que hay que hacer es tener en cuenta todos los pares de e- (enlazantes y no enlazantes) y dar una geometría de pares de e-, para tener una aproximación de la geometría molecular, recordando que la geometría de la molécula la da el arreglo de los átomos en el espacio. Luego para predecir la geometría de la molécula se debe considerar que cuando el átomo central queda con pares de e- no enlazantes, además de existir repulsiones entre los pares de e- que forman el enlace covalente, hay repulsiones con los pares de e- que no establecen enlaces y entre ellos mismos. Los e- de enlace están unidos por la fuerza de atracción que ejercen los núcleos de los átomos enlazados, o sea que estos e- tienen menor movimiento para poderse distribuir en el espacio (ocupan menos lugar), mientras que los e- que están sin formar enlace sólo reciben la fuerza de atracción del átomo al cual pertenecen, o sea el átomo central. Esto hace que los e- libres ocupen más lugar y generan más repulsiones hacia los otros pares de e-, sean ellos libres o enalzados. Por esta razón las moléculas que tienen el átomo central con pares de e- libres, es difícil saber los ángulos de enlace en forma precisa. ..

Ejemplo: Agua, H2O, estructura de Lewis: H – O – H .. El átomo de O es el átomo central y tiene 2 pares de electrones libres y 2 pares de electrones enlazantes.

104º5

La distribución de estos 4 pares de e- en el espacio es tetraédrica donde los 2 pares de e- libres ocupan más lugar y ejercen mayor repulsión sobre los 2 pares de e- enlazantes O – H, haciendo que estos se acerquen. La geometría es angular.

F F F S F F F

Octaédrico

90º

180º

90º

120º

Bipiramidal trigonal

Cl ⌡ Cl ─ P─ Cl ∕ Cl Cl

El ordenamiento más estable para los 6 enlaces covalentes S-F es la forma de un octaedro. El átomo central está en el centro de la base cuadrada y los átomos que lo rodean se encuentran en los 6 vértices. Todos los ángulos de enlace son de 90º, menos uno que es de 180º, que es el que se forma entre el átomo central y los 2 átomos que están diametralmente opuestos.

La forma de disminuir la repulsión entre 5 pares de e- enlazantes es distribuir los enlaces P-Cl en forma de bipiramidal trigonal. El átomo central, P, se encuentra en el centro de un triángulo y los 5 átomos que lo rodean están en los vértices de la bipirámide. Hay átomos que se ubican arriba y abajo del plano triangular (posiciones axiales) y átomos que se encuentran en el plano triangular (posiciones ecuatoriales). Los ángulos entre enlaces ecuatoriales miden 120° y los que se forman entre enlaces axiales y ecuatoriales miden 90°, y el que se forma entre los enlaces axiales es de 180°.


REGLAS PARA USAR EL MODELO RPECV. 1. Escribir la estructura de Lewis, considerando sólo los pares de e- del átomo central. 2. Contar los pares de e- que rodean al átomo central (enlazantes y libres). Los enlaces múltiples se toman como si

fueran sencillos. 3. Consultar tablas para predecir la distribución global de los pares de e- y geometría de la molécula. 4. Para predecir el ángulo de enlace tener en cuenta que los pares de e- libres repelen con mayor fuerza a los e-

enlazantes.


1) Representar las estructuras de Lewis para las moléculas de NH3 y CH 4

2) Comparar la geometría de las moléculas de amoníaco, agua, metano y sacar conclusiones respecto a las mismas.

3) Prediga la geometría de cada una de las siguientes especies, utilizando el modelo de RPECV:

a. PCl3 b. CHF3 c. C2H2

4) ¿Cuál de las siguientes moléculas es tetraédrica? GeH4, SeF4, CI4

5) Establezca una correspondencia para cada especie de la columna (A) con una frase de la columna (B) Justifique su elección para cada caso.

( A ) ( B ) AsF5 presenta geometría tetraédrica CH4 el átomo central presenta un par de e- no enlazante CS2 el átomo central presenta octeto expandido NH3 presenta enlaces múltiples

6) a. Dibuja las estructuras de Lewis para las siguientes especies

PH3 SiH4 H2S :

b. Predice su geometría molecular de acuerdo a la teoría de RPECV.

c. El BH3 y el PH3 poseen formulas del tipo AB3 ¿Su geometría es la misma? Explicar.

Prof. Roxana Morey.

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FICHA N° 12: POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS: MOMENTO DIPOLAR. De acuerdo a lo estudiado en cursos anteriores, existen moléculas polares y no polares. Por ejemplo, debido a su estructura, las moléculas de agua son polares (también se dice que son "dipolos"), es decir, existe una distribución asimétrica de las cargas eléctricas, por lo cual existen en la molécula un polo positivo y un polo negativo. Por lo tanto, si se coloca una muestra de dicha sustancia entre dos placas cargadas eléctricamente, las moléculas se orientarán ubicando su extremo positivo hacia la placa negativa y su extremo negativo hacia la placa positiva. Completa el siguiente cuadro con moléculas sencillas polares y no polares.

Moléculas polares Moléculas no polares

Analiza la estructura de cada una de las moléculas que ubicaste en el cuadro e intenta explicar por qué algunas

son polares y otras no.

Momento Dipolar. Existe una magnitud, llamada momento dipolar (), que es la medida cuantitativa de la polaridad de un enlace o de una molécula.

El momento dipolar es una magnitud vectorial, determinada por el producto de la carga eléctrica por la distancia

entre las cargas ( = Q x r). Como toda magnitud vectorial, puede representarse mediante un vector con determinados módulo, dirección y sentido. Para que exista un momento dipolar en un enlace, deben existir una carga positiva y una negativa, es decir, polos eléctricos. En el caso de las moléculas, esto se da cuando existen enlaces covalentes polares. Sin embargo, a veces existen enlaces covalentes polares en la molécula pero ésta, en su conjunto, resulta ser no polar.

Responde: 1. ¿Qué significa que un enlace es covalente polar? Cita ejemplos. 2. La existencia de enlaces covalentes polares es una condición necesaria pero no suficiente para que una molécula

sea polar. ¿Por qué? 3. Representa los vectores correspondientes a los momentos dipolares de los enlaces en el agua y en el dióxido de

carbono. ¿Existe, en ambos casos, un vector momento dipolar de la molécula? En caso afirmativo, ¿lo puedes representar?

Agua CO2

4. ¿Qué condiciones deben cumplirse para que una molécula sea polar? De acuerdo a los ejemplos vistos, podemos plantear que una molécula es polar si cumple con las siguientes condiciones: 1) Tiene por lo menos un enlace covalente polar 2) Si presenta más de un enlace covalente polar la suma de los momentos dipolares de esos enlaces no debe cero.

Esto significa que, además de existir un momento dipolar de los enlaces también existe un momento dipolar de la molécula (es el vector suma de los momentos dipolares de los enlaces individuales).

Actividad: Explica por qué la molécula CF4 no es polar mientras que la molécula de CF3H sí lo es, a pesar de que ambas presentan geometría tetraédrica.


FICHA N° 13: ESTADOS DE LA MATERIA. El vapor de agua del aire, el agua líquida de los ríos y el hielo de los glaciares son formas de la misma sustancia que llamamos agua y representamos mediante la fórmula H2O. Todas estas formas de presentarse el agua en la naturaleza tiene las mismas propiedades químicas, pero sus propiedades físicas muestran grandes diferencias. Estas propiedades físicas definen los que llamamos estados o fases de la materia que tienen algunas características en común para las diferentes sustancias.

ESTADO PROPIEDADES

SÓLIDO

Conserva su forma y volumen propios.

Es casi incompresible

No fluye

Las partículas que lo componen tienen movimientos muy restringidos(son rígidos)

LÍQUIDO

Asume la forma del recipiente que ocupa

No se expande para llenar el recipiente que lo contiene

La difusión dentro de él ocurre lentamente

Fluye fácilmente

Muy poco compresible

Las partículas que lo forman tiene mayor movilidad que en el sólido.

GASEOSO

Adopta la forma y el volumen del recipiente que lo contiene

Es muy compresible

La difusión dentro de él ocurre rápidamente

Fluye fácilmente

Las partículas que lo forman tienen gran libertad de movimiento.

Actividad 1:

Explica las propiedades mencionadas para cada estado de la materia mediante el concepto de “fuerzas de

atracción entre partículas”.

¿Por qué se a los estados sólido y líquido se les denomina también estados o fases “condensadas” de la materia?

Cambios de fase de la materia

Muchas propiedades importantes de los líquidos y sólidos tiene que ver con la facilidad con que cambian de un estado a otro. Si dejamos, por ejemplo, destapado un frasco con acetona sabemos que se evaporará muy fácilmente, aunque no así si se trata de agua. Esto tiene que ver con un cambio de estado pero es diferente en ambas sustancias debido fundamentalmente a las fuerzas intermoleculares.

Aumenta energía

Disminuye energía

Prof. Roxana Morey.

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En general, todo estado de la materia puede cambiar a cualquiera de los otros estados. Cada cambio de fase va acompañado de un cambio de energía en el sistema. Siempre que un cambio implica pasar a un estado menos ordenado es necesario proporcionar energía para vencer fuerzas intermoleculares .Así, por ejemplo, se necesita energía para fundir un sólido o para hervir un líquido. Este tipo de proceso es endotérmico porque implica que el sistema (la sustancia que cambia de estado) absorba calor del ambiente. Al aumentar las fuerzas intermoleculares que deben vencerse, aumenta la cantidad de energía necesaria para generar el cambio de fase. La cantidad de energía que se debe suministrar para determinado cambio se denomina “calor de cambio de fase” .Así tenemos, por ejemplo, el calor de fusión, en general expresado en kJ/mol, que se define como el calor requerido para fundir un mol de determinada sustancia.

Actividad 2: Explica por qué el calor de vaporización del agua (40 kJ/mol) es tanto mayor que el calor de fusión del hielo (6 kJ/mol)

Curvas de calentamiento y enfriamiento

Los procesos de cambio de fase ya sean endotérmicos (mediante la adición de energía) como exotérmicos (mediante pérdida de energía) pueden representarse mediante una gráfica en la que se muestre la variación de la temperatura en función de la cantidad de calor agregada o del tiempo de calentamiento. Estas gráficas se conocen como curvas de calentamiento o enfriamiento de acuerdo al tipo de proceso estudiado. A continuación se muestra la curva de calentamiento para los tres estados del agua.

Gráfica extraída de: “Química: La ciencia central”- Brown.

Punto de fusión y punto de ebullición de unas sustancia pura.

Cuando una sustancia cambia de estado, como ya fue indicado, debe absorber o desprender energía dependiendo de cuál sea ese cambio. Supongamos que comenzamos con la sustancia en estado sólido. Debemos, por tanto, suministrarle energía (por ejemplo en forma de calor) para que pase al estado líquido, es decir, para que funda. Llegará un momento en el cual todas las partículas que forman ese sólido tendrán la energía suficiente para vencer las fuerzas intermoleculares y cambiar de estado. En ese momento, ese contenido energético se manifiesta como un valor de temperatura determinado y característico de cada sustancia. Estos valores de temperatura se denominan “puntos” de ese cambio de estado.

Material elaborado por la Prof. Inés Pena.

Actividad 3: Señale en la gráfica los puntos de fusión y

ebullición del agua

Indique a qué corresponden las “mesetas”

de la gráfica (líneas rojas).

Explique por qué el tramo B-C es más corto

que el tramo D-E.

Explique cómo sería la gráfica si se

comenzara con vapor de agua a 125°C y se

fuera enfriando el sistema hasta -25°C


DIAGRAMAS DE FASE.

Un diagrama de fases es una gráfica que representa las condiciones en las cuales una sustancia existe como sólido, líquido y gas en un sistema cerrado. La gráfica se divide en tres regiones y cada una representa una fase pura. La línea que separa dos regiones indica las condiciones de presión y temperatura en las dos fases pueden estar en equilibrio. El punto en el que se unen las tres curvas se denomina: punto triple y corresponde al equilibrio de las tres fases: sólido, líquido y gas. Los diagramas de fases permiten predecir los cambios de punto de fusión y punto de ebullición de una sustancia una determinada presión.

Aplicación: Dadas las siguientes gráficas: Diagrama de fases del agua. Diagrama de fases del dióxido de carbono.

Comparar los diagramas de fases del agua y del dióxido de carbono, ¿En qué se diferencian?

Actividad. a) ¿Qué representa cada una de las regiones en la

gráfica? b) ¿Qué significan las curvas: AB, BD, BC? c) ¿Qué es el punto crítico? d) Considerando que la sustancia está a la presión P, ¿en

qué fase estará si:

Las temperaturas son menores a T1

Las temperaturas están comprendidas entre T1 y T2.

Las temperaturas están por encima de T2.

Prof. Roxana Morey.

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FICHA N° 14: ESTADO SÓLIDO.

Los sólidos se dividen en cristalinos y amorfos. Los sólidos cristalinos presentan un ordenamiento estricto y regular, es decir sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones específicas como por ejemplo el agua, el cloruro de sodio. Las fuerzas que mantienen la estabilidad de un cristal pueden ser iónicas, covalentes, de van der waals, puentes de hidrógeno o una combinación de todas ellas. Un sólido amorfo carece de un ordenamiento regular y definido, como lo es el vidrio. Todo sólido cristalino tiene una unidad estructural repetida que se le llama celda unitaria.

Celda unitaria Extensión en 3 dimensiones

Actividad: 1. Completa el siguiente cuadro.

Tipo de sólido cristalino.

Partículas que lo forman.

Fuerzas de atracción entre las partículas

Propiedades generales

Ejemplos

2. Clasificar cada uno de los siguientes sólidos e indicar alguna otra propiedad diferencial:

a) funde por encima de 100°C, siendo un líquido conductor. b) conduce la electricidad en estado sólido. c) es soluble en agua dando una solución conductora.

3. Entre los siguientes materiales en estado sólido: Na, Ge, CH4, Ne, KCl, H2O elegir los más representativos de:

a) un sólido ligado por fuerzas de London, que funde muy por debajo de la temperatura ambiente. b) Un sólido de alta conductividad eléctrica que funde a temperatura inferior a 200ºC. c) Una red sólida de alto punto de fusión con átomos unidos por enlace covalente. d) Un sólido no conductor que se transforma en conductor al fundirse. e) Una sustancia con marcados enlaces puente de hidrógeno.

4. En un experimento se obtuvieron los siguientes datos:

Sólido Punto de fusión Conductividad eléctrica Solubilidad en agua A Alto Si, fundido Muy soluble B Alto Si, sólido Insoluble

C Bajo No conduce Insoluble Indicar: a. Qué tipo de sólido corresponde cada una de las muestras.

b. Partículas que los forman y las fuerzas que los mantiene unidas.


FICHA N° 15: ESTADO LÍQUIDO.

Propiedades de los líquidos :

a) Tensión Superficial: los líquidos están formados por moléculas entre las cuales existen fuerzas de atracción de diferente magnitud. Estas fuerzas tienden a “empujar” las moléculas hacia dentro del líquido lo que produce que la superficie se tense como si fuera una película plástica elástica. Una medida de la fuerza elástica que existe en la superficie del líquido es la tensión superficial. Se define como la cantidad de energía necesaria para estirar o aumentar la superficie del líquido por unidad de área (por ej., por cm2). Cuanto mayores son las fuerzas intermoleculares, mayor es la tensión superficial del líquido, y mayor es su tendencia a formar gotas (comparar, por ej. , el agua con el mercurio). b) Viscosidad: es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir. Cuanto mayor es la viscosidad, más lentamente fluye el líquido (comparar, por ej., el fluir del agua y de la miel). La viscosidad de un líquido, en general, disminuye con la temperatura. Al igual que en el caso de la tensión superficial, cuanto mayores son las fuerzas intermoleculares, mayor es la viscosidad del líquido.

Equilibrio líquido – vapor : presión de vapor y punto de ebullición: Considere y compare las siguientes situaciones. ¿Qué piensa que ocurrirá en cada caso luego de transcurrido el tiempo? Proponga una explicación para cada una.

situación (1) situación (2) recipiente abierto recipiente cerrado 100 mL de alcohol 100 mL de alcohol

t = 25C t = 25 C

En el recipiente cerrado, poco a poco se llega a un equilibrio dinámico ya que la velocidad de evaporación del líquido iguala a la velocidad de condensación.

La presión de vapor del líquido es la presión que ejerce el vapor en equilibrio dinámico con su líquido en un sistema cerrado.

Algunas consideraciones sobre la presión de vapor:

1. Presión de vapor es tal siempre y cuando exista líquido en equilibrio con el vapor. 2. Es independiente de la cantidad de líquido 3. Varía con la temperatura. 4. Depende de las fuerzas intermoleculares: cuanto menores son dichas fuerzas, más volátil es el líquido, pues

sus moléculas pasarán más fácilmente al estado de vapor. En la gráfica se observan las variaciones de la presión de vapor en función de la temperatura para diferentes líquidos. Se observa que en todos los casos cuanto mayor es la temperatura, mayor es la presión de vapor. Si calentamos un líquido, su presión de vapor aumenta hasta que iguala la presión atmosférica a la cual se opone la presión de vapor del líquido. En ese momento, el líquido comienza a hervir: está en ebullición.


El punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la cual un líquido hierve pues su presión de vapor iguala a la presión externa de 1 atmósfera.

EJERCICIOS DE APLICACIÒN.

1. Observando la gráfica, responda:

a. ¿Qué líquido es más volátil? b. ¿Cuál tiene las mayores fuerzas moleculares? c. ¿Cuál tiene mayor punto de ebullición?

2. a) ¿Cómo cambia la viscosidad y la tensión superficial de los líquidos cuando aumenta la intensidad de las fuerzas

de atracción? ¿Cómo cambian las propiedades mencionadas al aumentar la temperatura? b) ¿Qué diferencias hay entre un proceso de vaporización que se da por evaporación y

otro que ocurre mediante una ebullición? 3. La siguiente tabla indica la presión de vapor de un líquido en función de la temperatura.

T °(C) 65 70 72 73 74

P (Torr) 470 666 760 980 1020

a) Si la presión ambiente es de 1 atm. ¿Cuál es el punto de ebullición del líquido? b) Graficar presión en función de la temperatura. c) ¿Cuál es la temperatura de ebullición a P= 1000 mm Hg? d) Defina temperatura de ebullición. 4. Se tienen dos líquidos A y B en recipientes separados e iguales a la misma temperatura. Cada recipiente se

conecta a un manómetro que registra las siguientes presiones de vapor: Líquido A ----- P= 20 mm Hg. Líquido B ----- P= 40 mm Hg.

a) ¿Qué líquido es más volátil? Justificar. b) ¿En qué líquido las fuerzas intermoleculares son más fuertes? c) ¿Qué líquido tendrá mayor temperatura de ebullición?

5. a) Utilice la siguiente gráfica para determinar el Punto de Ebullición del agua cuando la presión atmosférica es: 1. 700 torr. 2. 760 torr. 3. 800 torr.

b) ¿Cuál debe ser la presión de vapor en equilibrio con el líquido dentro de un recipiente para que una muestra para que

una muestra de agua hierva a 103ºC?

500

600

700

800

900

1000

90 95 100 105

p V

ap

or(

torr

)

t(ºC)


FICHA N°16: ESTADO GASEOSO.

Generalidades

Todos los gases tienen las siguientes características físicas:

adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene.

son los más compresibles de todos los estados de la materia

se mezclan completamente y de manera uniforme cuando están confinados en el mismo recipiente

tienen densidades mucho menores que los sólidos y líquidos

Cuando se estudian las sustancias gaseosas, a diferencia de los sólidos y líquidos, debemos, necesariamente, definir

las llamadas variables de estado. Estas son magnitudes que nos permiten definir el estado de un sistema gaseoso en

un momento dado y son:

temperatura (T) ( se debe utilizar siempre la escala Kelvin de temperatura)

presión (P)

volumen (V)

cantidad de sustancia (n)

Esto significa que no podemos, por ejemplo, decir que “el volumen de gas es de 10 L” si no indicamos las demás

condiciones, es decir, presión, temperatura y cantidad de sustancia del mismo.

Leyes del Estado Gaseoso.

Las leyes de los gases estudian el comportamiento macroscópico de las sustancias gaseosas al cambiar una o varias

de las variables de estado antes mencionadas. Cada una de estas generalizaciones representa una etapa importante

en la historia de la Ciencia y han jugado un papel muy importante en el desarrollo de muchas ideas de la Química.

Ley de Boyle: Relación entre presión y volumen.

Para estudiar la relación entre dos variables de estado, se deben mantener constantes las demás. En este caso,

se estudia cómo varía el volumen de un gas en función de la presión, manteniendo constantes la temperatura y

la cantidad de sustancia.

El enunciado es el siguiente:

“El volumen de una masa de gas que se encuentra a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión de dicho gas“.

Prof. Roxana Morey.

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Actividad:

Para comprender el significado de dicho enunciado, vamos a analizar el siguiente cuadro de datos experimentales obtenidos al trabajar con cierta masa de un gas, a temperatura constante.

experimento volumen(L) presión(atm) PV (L.atm)

1 10,0 2,0

2 20,0 1,0

3 5,0 4,0

Desde el punto de vista matemático, podemos expresar la ley de Boyle de la siguiente manera: PV = k T,n o para dos estados diferentes del mismo sistema P1V1 = P2V2 T,n

Aplicación: 1) Una muestra de oxígeno ocupa un volumen de 2,30 L a 740 mmHg. ¿Qué volumen ocuparía si la presión fuera de 1

atmósfera? 2) El argón se usa en las lámparas incandescentes para reducir la vaporización del filamento. ¿Qué volumen de argón a 1 atm se debe añadir a una lámpara de 210 cm3 para que dé una presión de 1,30 mm Hg a temperatura constante?

Ley de Charles - Gay Lussac: Relación entre volumen y temperatura.

Los estudios de estos dos científicos franceses mostraron que, a presión constante, el volumen de una muestra de

gas aumenta cuando se calienta y disminuye cuando se enfría. Realizando varias determinaciones experimentales,

observaron que la relación gráfica volumen-temperatura siempre es una línea recta. Si se extrapolan varias de estas

gráficas hasta volumen cero, se ve que siempre el punto de corte corresponde a una temperatura aproximada de -

273ºC. (ver gráfica adjunta)

En 1884 lord Kelvin comprendió el significado de este descubrimiento e identificó la temperatura de – 273ºC como el

cero absoluto, es decir, la temperatura teórica más baja posible. Tomando el cero absoluto como punto de partida,

estableció la escala absoluta de temperaturas conocida como escala Kelvin. Como consecuencia de esto, si en lugar

a) completa el cuadro b) grafica P en función de V c) grafica P en función de 1/V


de utilizar la escala Celsius se utiliza la escala Kelvin, la relación entre volumen y temperatura de un gas a P constante

resulta ser directamente proporcional.

Por lo tanto, el enunciado de la ley es el siguiente:

“El volumen de una cierta cantidad de gas, mantenida la P constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta de dicho gas”

Se puede expresar matemáticamente mediante la siguiente ecuación:

Aplicación: El gas natural en un depósito de Alaska tiene un volumen de 3,0 x 10 6 m3 ejerciendo una presión de 1 atm durante

el día, cuando la temperatura es de 5 C. Durante la noche la temperatura baja a - 10 C. Suponiendo que la presión se mantiene constante, ¿qué le ocurrirá al volumen del gas?

Ley conjunta: Relación entre P, T y V para cierta cantidad de gas.

Esta ley reúne en una única expresión matemática las leyes de Boyle y Charles-Gay Lussac y permite convertir un volumen de gas de unas condiciones iniciales a otras finales de P y T, lo cual resulta sumamente útil en determinaciones experimentales.

Ley de Avogadro: Relación volumen - cantidad de sustancia.

Avogadro, científico italiano completó los estudios sobre sistemas gaseosos planteando la siguiente hipótesis: “volúmenes iguales de gases diferentes tienen igual número de moléculas”. De ahí se deduce que:”el volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad de moléculas que contiene (a determinadas presión y temperatura), y por lo tanto, a la cantidad de sustancia expresada en moles”. Esto se expresa mediante la ecuación:

Ecuación General de Estado de un gas ideal.

Relaciona en una única expresión matemática todas las variables de estado teniendo en cuenta las leyes antes estudiadas. Entonces, si resumimos lo planteado por las leyes anteriores tendremos que:

Ley de Boyle V 1 /P (a T y n ctes.)

Ley de Charles V T (a P y n ctes.) entonces

Ley de Avogadro V n (a P y T ctes.) Como esta expresión es independiente del gas que estemos considerando, la constante de proporcionalidad también es independiente del mismo. Esta constante, representada por R se denomina constante del estado gaseoso y su valor depende de qué unidades de P y V utilicemos (recordar que la temperatura siempre se expresa en K). La expresión matemática, entonces, corresponde a la siguiente ecuación: Recordar: R = 0,082 L atm / K mol ----- 62,35 L Tor/K mol

V1 = V2 T 1 T 2 P,n

P1 V 1 = P 2 V 2

T 1 T 2 n

V = k n P,T

V n T

P

PV = nRT

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Aplicación: El hielo seco es dióxido de carbono sólido. Una muestra de 0,050 g de hielo seco se coloca en un recipiente vacío que

tiene un volumen de 4,6 L a 30 C. Calcule la presión interior del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en dióxido de carbono gaseoso.

Relación masa molar y densidad con la ecuación general de estado.

También se pueden relacionar la masa molar y la densidad de un gas con la ecuación general de estado obteniéndose las siguientes expresiones: a) Recordar que n = m Sustituyendo n en la ecuación general obtenemos: PV = m RT M M Y ordenando: b) Recordar que: d = m Entonces si partimos de la expresión de la parte a) M = mRT V PV vemos que en la misma aparece el cociente m/V, es decir, la densidad del gas. Por lo tanto si sustituimos obtenemos la expresión:

y reordenando

Aplicación:

Calcule la densidad del bromuro de hidrógeno gaseoso en g/L a 733 mm Hg y 46C.

Ley de Dalton o Ley de las Presiones Parciales.

Todas las leyes estudiadas hasta ahora se refieren a un sistema formado por un único gas. Pero, ¿qué ocurre cuando el sistema está formado por una mezcla de dos o más gases? .Esto es lo que plantea la ley de Dalton:

“La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de dichos gases. La presión parcial de un gas en una mezcla es la presión que ejercería si estuviera solo ocupando el recipiente en

iguales condiciones de V y T.”

Consideremos una mezcla formada por cierta cantidad de dos gases, A y B, que se encuentran en un recipiente de volumen V a una temperatura T. La presión total dentro del recipiente, de acuerdo a la ley de Dalton será: P total = PA + PB Y aplicando la ecuación general de los gases y el concepto de presión parcial de un gas podemos expresar las presiones parciales de A y B como: P A = n A RT y P B = n BRT V V Por lo tanto, la P total será igual: P total = (n A + nB ) RT

V y si hacemos el cociente entre la presión parcial de A y la presión total obtenemos :

PA = n A o sea PA = n A siendo el cociente nA/nT la relación llamada PT n A + nB PT n T fracción molar de un gas (XA)

M = mRT PV

Con esta expresión se puede determinar la masa molar de un gas.

M = d RT P

d = M P expresión que RT permite calcular la densidad del gas


Esto significa que podemos utilizar la fracción molar para poder determinar la presión parcial de un gas de acuerdo a la expresión:

Aplicación:

Un matraz de 2,5 L a 15 C contiene una mezcla de N2, He y Ne. Las presiones parciales de dichos gases en la mezcla son: 0,32 atm para el nitrógeno, 0,15 atm para el He y 0,42 atm para el Ne. a) Calcule la presión total de la mezcla y la fracción molar de cada gas. b) Calcule el volumen en litros a PTN que ocuparían el He y el Ne si se elimina el nitrógeno de la mezcla.


1) Una muestra de X2H6 gaseoso de 1,59 g ocupa un volumen de 603 mL a 1 atm y 15C. Calcular la masa molar del compuesto X2H6 b) Identifique el elemento X.

2) Una cierta masa de gas está contenida en un recipiente de vidrio a 25C y a una presión de 0,8 atm. Suponga que el recipiente puede soportar una presión de 2,0 atm .¿Cuánto puede elevarse la temperatura del gas sin que se rompa el recipiente?

3) Una sal hidratada tiene como fórmula MgSO4 . x H2O. Si se calientan en un horno 54,2 g de dicha sal para secarla, calcule el valor de x si el vapor de agua generado ejerce una presión de 3,35 atm en un recipiente de

2,00 L a 120 C.

4) Una mezcla de He y Ne se recogió sobre agua a 28 C y 745 mm Hg. Si la presión parcial del He es 368 mm Hg,

¿cuál es la presión parcial del Ne? Dato: P vapor de agua a 28 C = 28,3 mm Hg. 5) Considere el aparato de la figura. Calcule las presiones parciales de He y Ne después de abrir la válvula. La

temperatura permanece constante a 16C.

Helio Neón

6) Un estudiante rompe un termómetro derramando el Hg en el piso del laboratorio que mide 15,2 m de largo, 6,6

m de ancho y 2,4 m de altura.

a) Calcule la masa de vapor de Hg (en gramos) en dicho laboratorio a una temperatura de 20 C. Dato: P vapor

del Hg a 20C = 1,7 x 10 – 6 atm ) b) Indicar si dicha concentración de vapor de Hg sobrepasa el límite aceptado por las normas de seguridad de

0,050 mg Hg / m3.

PA = XA Ptotal

1,2 L 0,6atmm

3,4 L 2,8 atm

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FICHA N° 17: ESTEQUIOMETRÍA.

La palabra estequiometría deriva de dos palabras griegas,

ESTEQUIO STOICHEION METRIA METREIEN

La estequiometria es la rama de la Química que estudia las relaciones cuantitativas que existen entre todas las sustancias en una determinada reacción química.

Los cálculos basados en estas relaciones cuantitativas reciben el nombre de cálculos estequiométricos. Los cálculos estequiométricos son de utilidad e importancia en la industria y en los laboratorios, ya que permiten determinar qué cantidad de un producto se podrá formar a partir de una cantidad dada de reactivos, o si se quiere obtener determinada cantidad de un producto, de qué cantidad de reactivos es necesario partir.

Para realizar un cálculo estequiométrico es necesario tener en cuenta los siguientes pasos: 1. Plantear e igualar la ecuación química correspondiente. 2. Determinar la información cuantitativa de la ecuación química. 3. Identificar datos e incógnitas. 4. Buscar las relaciones cuantitativas (relaciones estequiométricas) entre las sustancias involucradas en el cálculo.

Ejemplo. N2 + 3 H2 → 2 NH3

APLICACIÓN:

A) Calcular la cantidad de sustancia de amoníaco que se formará a partir de 1,5 mol de hidrógeno.

La relación estequiométrica que se establece en este cálculo es de mol a mol. De acuerdo a la información que brinda la ecuación: 3 mol H2 --------- 2 mol NH3

1,5 mol H2 ---------

B) Se desean obtener 500g de amoníaco, ¿qué masa de nitrógeno deberían reaccionar?

La relación cuantitativa en esta situación es masa (g) a masa (g) De acuerdo a la ecuación: 28g N2 ------- 34g NH3

------- 500g NH3

Las relaciones estequiométricas pueden ser entre: Reactivo / Reactivo, Reactivo / Producto, Producto / Producto y las mismas pueden establecerse entre: Relación: mol /mol, masa/ masa, masa/ mol, mol/ moléculas, masa /moléculas, moléculas /moléculas.

Sustancias N2 (Nitrógeno) H2 (Hidrógeno) NH3 (Amoníaco) Cantidad de sustancia (mol) 1 3 2

Masa (g) 28 3 x 2 = 6 2 x 17 = 34 Nº de moléculas 6,02 x 1023 3 x 6,02 x 1023 2 x 6,02 x 1023

MEDIR ELEMENTO


Otros conceptos que se relacionan con la estequiometría: Reactivo limitante: Es aquel que se consume totalmente en una reacción química y que limita o determina las

cantidades de productos que se obtienen.

% de Rendimiento: se refiere a que en las reacciones químicas reales, el rendimiento no es nunca el 100%, es decir, obtenemos menor cantidad de producto respecto a la cantidad que esperábamos obtener teóricamente. Este rendimiento se calcula así:

% Rendimiento = cantidad experimental x 100 cantidad teórica

Pureza de reactivos: En general, los reactivos sólidos no son puros. Por lo tanto, cuando se plantea el cálculo

estequiométrico, se debe tener en cuenta esta situación. Por ejemplo: “Se ponen a reaccionar 40 g de carbonato de calcio de 90% de pureza…” En este caso, la cantidad de carbonato de calcio que reacciona no es 40g sino el 90% de esta cantidad. Por lo tanto, podemos plantear:

40 g -------- 100% x g -------- 90%

A) EJERCICIOS DE ESTEQUIOMETRÍA CON SUSTANCIAS EN ESTADO GASEOSO.

1) Una muestra de Zn metálico reacciona con ácido clorhídrico en exceso, formando cloruro de Zn (que es soluble

en agua) y liberando gas hidrógeno. a. Formule la ecuación química correspondiente al proceso.

b. Sabiendo que el gas hidrógeno se recoge sobre agua a 25C y ocupa un volumen de 7,80 L a una presión

atmosférica de 0,98 atm. Calcule la masa de Zn consumida en la reacción. Dato: P vapor del agua a 25C = 23,8 mmHg.

2) Una muestra de gas amoníaco (NH3) se descompone completamente en nitrógeno e hidrógeno gaseosos. Si la presión total de la mezcla gaseosa obtenida es 866 mmHg, calcule las presiones parciales del nitrógeno y el hidrógeno.

3) El óxido nítrico (NO) reacciona con oxígeno según: 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) Inicialmente el NO y el O2 están separados como muestra la figura. Cuando se abre la válvula, la reacción ocurre rápida y completamente.

a. Determine que gases permanecen al final. b. Calcule sus presiones parciales. (Suponga que la temperatura permanece constante a 25°C)

4,0 L 2,0 L 0,5 atm 1,0 atm NO O2 4) El hidruro de litio reacciona con el agua como sigue:

LiH(s) + H2O (l) LiOH(aq) + H2 (g)

Durante la Segunda Guerra Mundial, los pilotos de Estados Unidos llevaban tabletas de LiH. En caso de un accidente en el mar, las tabletas de LiH reaccionarían con el agua de mar y se llenarían sus chalecos y botes salvavidas con gas

hidrógeno. ¿Cuántos gramos de LiH se necesitarán para llenar un salvavidas de 4,1 L a 0,97 atm y 12C?

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5) Las tabletas de antiácido contienen bicarbonato de sodio (NaHCO3) que neutraliza la ``acidez estomacal´´ porque reacciona con el ácido clorhídrico del estómago de acuerdo a la reacción:

NaHCO3 (s) + HCl (aq) NaCl (aq) + CO2 (g) + H2O (l)

Una tableta de antiácido contiene 32,5% (en masa) de bicarbonato de sodio. Calcule el volumen (en mL) de anhídrido carbónico generado cuando una persona ingiere una tableta cuya masa total es de 3,29 g a la presión

normal y sabiendo que la temperatura corporal es de 37C.

B) EJERCICIOS DE ESTEQUIOMETRÍA EN SOLUCIONES.

1) Se ponen a reaccionar 1,76g de sulfuro ferroso, FeS, sólido con 20,0mL de ácido clorhídrico, HCl, 3,00mol/L

obteniéndose sulfuro de hidrógeno gaseoso, H2S, y cloruro ferroso, FeCl2, en solución. Calcular: a) Cantidad de sustancia inicial de cada reactivo. b) Cantidad de sustancia que reacciona de cada reactivo. Indicar reactivo limitante. c) Si se trabaja a 800 torr y 30ºC ¿qué volumen de sulfuro de hidrógeno se debe obtener en el laboratorio? d) Si en dichas condiciones el volumen de gas recogido es de 0,40L ¿cuál es el % de rendimiento de la

reacción?

2) Se ponen a reaccionar 150g de carbonato de calcio, CaCO3, sólido al 90% de pureza, con 250mL de ácido nítrico,

HNO3, 0,60mol/L para producir nitrato de calcio, Ca(NO3)2 (aq), anhídrido carbónico, CO2 (g) y agua(l) a) Calcular la masa de nitrato de calcio, Ca(NO3)2, que puede obtenerse. b) Si se obtienen 6,5×10-2 mol de anhídrido carbónico ¿qué % de rendimiento tiene el proceso?

3) Se colocan en condiciones de reaccionar 2,0g de bicarbonato de sodio, NaHCO3(s), al 80% de pureza y 10,0mL de ácido clorhídrico, HCl, al 33% m/m y d= 1,15 g/mL para producir cloruro de sodio , NaCl,(aq), dióxido de carbono, CO2(g) y agua (l). a) Calcular la concentración en mol/L y en g/L de la solución de ácido clorhídrico. b) Si la reacción tiene un 90% de rendimiento ¿qué masa de anhídrido carbónico se obtendrá? c) ¿Qué volumen de anhídrido carbónico se obtendrá a P.T.N?

4) En un matraz 20,0 g de KOH sólido de 84 % de pureza se ponen a reaccionar con 100 mL de solución 2 M de H2SO3 de acuerdo a la ecuación:

H2SO3 + KOH K2SO3 + H2O a) Determine si hay reactivo limitante y en caso afirmativo indique cuál es. b) Calcule la masa de sulfito de potasio que se obtendría experimentalmente si el rendimiento de la reacción es del

80%.


FICHA N° 18: FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES. Una solución es un sistema homogéneo (mezcla homogénea) formado por dos o más sustancias, llamadas soluto/s y solvente las cuales se pueden separar por métodos físicos

¿Qué significa que es un “sistema homogéneo”? ¿A qué se les llama soluto y solvente? ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

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Tipos de soluciones.

Los solutos pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos al igual que el solvente. Existen distintos tipos de soluciones según el estado físico del solvente: gaseosas, líquidas y sólidas.

Soluciones gaseosas: Como los gases están formados por moléculas separadas unas de otras, entonces todos los gases difunden fácilmente entre ellos, mezclándose entre sí en todas las proporciones.

Soluciones líquidas: Se obtienen al disolverse en un líquido, una sustancia en cualquiera de los tres estados.

Gas en líquido.

Líquido en líquido.

Sólido en líquido. Cuando el solvente es el agua, la solución se denomina acuosa.

Soluciones sólidas: Estas soluciones se llaman aleaciones y están formadas por mezclas de metales y en algunos casos también incluyen no metales.

Busca ejemplos de c/u de los tipos de soluciones mencionados. ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

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Las soluciones juegan un papel muy importante en el laboratorio así como en los procesos biológicos ya que la mayoría de los reactivos que se utilizan, se hallan en solución (en la mayor parte de los casos solución acuosa) y la mayor parte de los procesos biológicos se producen también en solución acuosa. La causa radica en que las moléculas o iones tienen mayor libertad y chocan con más frecuencia entre sí, reaccionando más rápidamente.

¿Qué tipo de sustancias son solubles en agua y cuáles no? ¿Por qué? ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

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CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN.

En nuestra vida cotidiana es sumamente común el uso de soluciones (por ejemplo, las soluciones de hipoclorito de sodio para desinfección, el vinagre, las bebidas alcohólicas, el agua mineral, el suero fisiológico) y por lo tanto también de las diferentes formas de expresar sus concentraciones. Hay dos

maneras de expresarla: términos cualitativos o en términos cuantitativos. Los términos cualitativos aparecen cuando se usan expresiones como, por ejemplo, la limonada está "muy diluida" o "muy concentrada".

Las expresiones cuantitativas las usamos habitualmente en el laboratorio, pero también en lo cotidiano, como por ejemplo en las bebidas alcohólicas.

¿Qué significado tiene: “H2SO40,1M y 80º en el Ron?

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Cuando nos referimos a concentración cuantitativa, estamos indicando una relación de cantidades. Estas cantidades serán las del soluto y la solución (sólo en algunos casos se utiliza la cantidad de solvente). De acuerdo a las unidades utilizadas para las cantidades de soluto y solución, el resultado será una forma determinada de expresar la concentración que se representa mediante un símbolo y a la cual le corresponde una unidad de concentración. A continuación se detallan algunas de las formas más frecuentes de expresar concentraciones y sus unidades.

expresión de concentración

indica: ejemplos de usos:

g/L

la masa en gramos de soluto que hay en cada

litro de solución

alcoholemia , soluciones de hipoclorito de sodio para desinfección

% (m/V)

la masa en gramos de soluto que hay en 100

mL de solución

suero fisiológico

% (m/m)

la masa en gramos de soluto que hay en 100

g de solución

Aleaciones

% ( V/V)

el volumen en mL de soluto que hay en 100

mL de solución

bebidas alcohólicas, vinagre

Ppm las “partes” ( en masa o volumen) de soluto que hay en un millón de “partes” (en masa o

volumen) de solución

flúor en pastas de dientes, gases de efecto invernadero en la atmósfera , sales en el agua

de mar

M la cantidad de sustancia de soluto(en mol)

que hay en cada litro de solución soluciones de laboratorio

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1) La etiqueta de un caldo en cubitos indica que el contenido de cloruro de sodio es de 39%(m/m). a) Si un cubito tiene una masa de 9,6 g, ¿qué masa de sal contiene? b) Si se prepara una sopa con dos cubitos en 1L de agua, ¿cuál será la concentración de sal en ella?

Exprésala en %(m/V) y M.

2) Se prepara una solución disolviendo 20g de cloruro de sodio, NaCl, en agua suficiente para preparar 1200mL de solución.

a) ¿Cuál es la concentración en g/L? b) ¿Qué molaridad tiene la solución?

3) A) ¿Cómo se preparan 2,00L de solución 2,00mol/L de hidróxido de sodio, NaOH, al 75% de pureza?

B) Se trabaja en el laboratorio con 50,0g de dicho hidróxido. Calcular: a) Masa de la muestra impura, b) masa de NaOH, c) masa de impurezas.

4) Se preparó una solución disolviendo 12g de cloruro de sodio, NaCl, en 68g de agua. Calcular el % m/m de

la solución.

5) Una solución acuosa de ácido sulfúrico, H2SO4, cuya densidad es 1,39g/mL contiene 572g de soluto por litro de solución. Calcular: a- el %m/m b- la fracción molar c- la molaridad del ácido sulfúrico.

6) Al disolver 128,4g de hidróxido de potasio puro, KOH, en 471,6g de agua, el volumen de la solución

resultante es 500mL. Determinar para la solución: a) %m/m b) concentración en g/L c) molaridad d) densidad

7) Se dispone de una solución concentrada de ácido clorhídrico, HCl, cuya densidad es 1,16g/mL y su porcentaje en masa 32,0%.

a) Calcular la concentración en mol/L y g/L de la solución concentrada. b) Indicar cómo se preparan 150mL de solución 0,500 mol/L a partir de la solución cuya concentración

calculó en la parte anterior.

8) Explicar cómo se debe proceder experimentalmente para preparar 500 mL de solución acuosa de ácido nítrico 2,0 mol/L, a partir de otra solución acuosa del mismo ácido de concentración 65% m/m y densidad 1,4 g/mL.

9) Explicar los pasos a seguir en la preparación de 500mL de solución de sulfato de potasio K2SO4, 0,15mol/L

en agua a partir del sólido correspondiente al 85% de pureza.

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FICHA N° 19: ELECTROQUÍMICA. Una de las formas de energía de mayor importancia para la vida contemporánea es la energía eléctrica. El área de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química es la electroquímica. Los procesos electroquímicos son reacciones oxidación-reducción en donde la energía liberada por una reacción espontánea se transforma en electricidad, o la electricidad se utiliza para provocar una reacción química no espontánea, a este proceso se le llama electrólisis.

REACCIONES OXIDACIÓN-REDUCCIÓN. (REDOX).

Para entender este tipo de reacciones, hay que tener presente los siguientes conceptos:

Nº de oxidación o estado de oxidación: Es un número que se le asigna a un átomo en función de cómo establece su enlace. Dicho número puede ser positivo, negativo o cero. El número de oxidación negativo siempre se le asigna al átomo de mayor electronegatividad.

Para asignar nº de oxidación a los elementos, debemos tener en cuenta las siguientes reglas:

1. El nº de oxidación del H es +1, excepto en los hidruros metálicos donde es -1.

2. El nº de oxidación del O es -2, excepto en los peróxidos donde es -1.

3. El nº de oxidación de cualquier elemento sin combinar es 0.

4. En los iones monoatómicos el nº de oxidación es igual a la carga del ión.

5. En una molécula la suma algebraica de los nº de oxidación de todos los átomos debe ser 0.

6. En un ión poli atómico la suma algebraica de los nº de oxidación de los átomos debe ser igual a la carga

del ión.

Oxidación: Es el aumento en el índice de oxidación de un elemento, o sea se pierden electrones.

Reducción: Es la disminución en el nº de oxidación de un elemento, o sea se ganan electrones.

En las reacciones redox se transfieren electrones de una sustancia a otra. La oxidación y la reducción son procesos simultáneos y mutuamente dependientes. En una reacción redox todos los electrones perdidos por uno de los átomos son ganados por el otro. Analicemos el siguiente caso: Mg + 2 HCl MgCl2 + H2

0 +1-1 +2(-1)2 0

El magnesio en esta reacción cede 2e- o sea aumenta de 0 a +2 su nº de oxidación, en cambio el hidrógeno disminuye de +1 a 0. En este caso ocurrió una reacción de reducción-oxidación, redox. Mg° perdió e-, le ocurrió una oxidación(se oxida), el H¹ ganó e-, o sea le ocurrió una reducción (se reduce). Las reacciones redox comprenden la transferencia de electrones de un átomo que se oxida a otro que se reduce. La transferencia de electrones que ocurre en esta reacción produce energía en forma de calor, o sea es una reacción exotérmica, esta reacción termodinámicamente es espontánea. Estas reacciones se pueden utilizar para producir energía en forma de electricidad. Si la reacción entre el magnesio y el ácido clorhídrico es espontánea, y libera energía, la reacción inversa no es espontánea, para que ocurra hay que utilizar energía eléctrica. Considere la siguiente reacción: 2 H2 + O2 2 H2O 0 0 (+1)-2 El hidrógeno se oxidó pues pasó de 0 a +1 y el oxígeno se reduce, pasó de 0 a -2. En este caso no hubo transferencia de electrones concretamente, pero por la diferencia de electronegatividad entre el H y el O, la tendencia es que el O atrae con más fuerza a los electrones, entonces podemos decir que ´´ganó e-´´, aunque sabemos que no es así, porque el agua es una sustancia polar.

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AGENTE REDUCTOR – AGENTE OXIDANTE. A la sustancia que se oxida, se le llama agente reductor y a la que se reduce, se le llama agente oxidante. En nuestro ejemplo, el Mg es un agente reductor, y el HCl es el agente oxidante.

BALANCEO DE REACCIONES REDOX. Las reacciones químicas siempre deben ser igualadas para que se cumpla la ley de conservación de los elementos. En las reacciones redox, además de que la cantidad de cada elemento debe ser la misma a ambos lados de la ecuación, también debe ser igual la ganancia y pérdida de e-. Hay reacciones redox muy sencillas de igualar y otras más complejas.

MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN. Este método consiste en igualar cualquier aumento en el nº de oxidación con una disminución correspondiente del mismo. Ejemplo. Al + MnO2 Al2O3 + Mn (Ecuación sin balancear)

1. Asignamos los nº de oxidación de todos los elementos involucrados. . Al + MnO2 Al2O3 + Mn 0 +4 -2 +3 -2 0 Al° → Al+3 El Al pierde 3 e-. Se oxida. Agente reductor. Mn+4 → Mn° El Mn+4 gana 4 e-. Se reduce. Agente oxidante.

2. Escoger coeficientes que permitan igualar el aumento y disminución total de los nº de oxidación. (Al° → Al+3 + 3 e-) 4 (4 e- + Mn+4 → Mn°) 3

3. Completar el proceso de balanceo por inspección (tanteo).

4 Al + 3 MnO2 2 Al2O3 + 3 Mn RESUMEN DEL MÉTODO DEL Nº DE OXIDACIÓN.

1. Escribir la ecuación no balanceada. 2. Asignar nº de oxidación y determinar qué elementos lo cambiaron. 3. Elegir coeficientes que permitan que el aumento en el nº de ox para las sustancias oxidadas iguale a la

disminución de los números de oxidación para las sustancias reducidas. 4. Igualar los elementos restantes por inspección.

APLICACIÓN: El peróxido, que se oxida rápidamente al monóxido de carbono, se puede utilizar como un reactivo analítico para determinar los niveles de CO en la atmósfera. La reacción es:

I2O5 + CO → I2 + CO2 Igualar por el método del nº de oxidación.

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MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN. 1º) Escribir la ecuación no igualada en forma iónica. Fe2+ + Cr2O7²¯ → Fe³+ + Cr³+ (Medio ácido) 2º) Dividir la ecuación en dos semi-reacciones.

a. Fe2+ → Fe³+ oxidación, agente reductor. +2 +3

b. Cr2O7²¯ → Cr³+ reducción, agente oxidación. +6 +3 3º) En cada semi-reacción se igualan los átomos diferentes al hidrógeno y al oxígeno. La semi-reacción a. ya está igualada. b. Cr2O7²¯ → 2 Cr³+ reducción, agente oxidación. +6 +3 4º) Las reacciones habitualmente se llevan a cabo en medio ácido o básico, por lo que para igualarlas se procederá

de la siguiente forma:

En nuestro ejemplo que es en medio ácido, se agrega agua para igualar al oxígeno en la semirreacción que

corresponda y en la otra para igualar los átomos de hidrógeno se agrega al catión hidrógeno, H+.

b. 14 H+ + Cr2O7²¯ → 2 Cr³+ + 7 H2O

+6 +3

5º) Para igualar las cargas se añaden electrones a un lado de cada semi-reacción. Si es necesario, se iguala el número

de electrones en las dos semi-reacciones multiplicando por el coeficiente adecuado..

.

a. (Fe²+ → Fe³+ + 1e-) x 6 b. (6e- + 14 H+ + Cr2O7²¯ → 2 Cr³+ + 7 H2O) 6º) Se suman las semi-reacciones y se iguala la ecuación final.

6 Fe²+ + 6e- + 14 H+ + Cr2O7²¯ → 2 Cr³+ + 7 H2O + 6 Fe³+ + 6e- Si la reacción se realizara en medio básico se procede igual que en medio ácido, pero al final por cada ión H+ se

agrega igual número de ión OH- en ambos lados de la ecuación. En el lado de la ecuación que quedan los iones H+ y

OH- se forma H2O, la cual se simplifica con el otro término de la ecuación.

APLICACIÓN. Escriba la ecuación iónica igualada para representar la oxidación del ión yoduro, I¯ por el ión permanganato, MnO7¯

en una disolución básica para formar yodo molecular, I2 y oxido de manganeso IV, MnO2.

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CELDAS ELECTROQUÍMICAS. (VOLTAICAS O GALVÁNICAS).

Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea. Las primeras celdas las desarrollaron los científicos Galvani y Volte, de ahí que se las conozca como celdas voltaicas o galvánicas. Ejemplo. Al cabo de un tiempo de avance de la reacción se empieza a depositar cobre en la barra de cinc, esto se debe a que ocurre una reacción redox. Znº + Cu²+ → Zn²+ + Cuº Znº → Zn²+ + 2e- oxidación, agente reductor. 2e- + Cu²+ → Cuº reducción, agente oxidante. Los electrones se transfieren de manera directa del agente reductor, Znº al agente oxidante, Cu²+ Esta misma reacción la podemos realizar separando físicamente el agente reductor del agente oxidante y la transferencia de electrones se puede llevar a cabo por un medio conductor externo, esto se logra mediante una celda electrolítica.

En el esquema se muestran los componentes de una celda electrolítica. e- Electrodo de Zn puente salino Electrodo de Cu (CÁTODO +) (ÁNODO -) Tapones de algodón ZnSO4(ac) CuSO4(ac) Znº → Zn²+ + 2 e- (oxidación) Cu²+ + 2 e- → Cuº (reducción)

La denominación ánodo (negativo -) y cátodo (positivo +) es la actual. Antiguamente el polo negativo se denominaba cátodo y el positivo ánodo. Por este motivo los electrones que provenían de un tubo de gas de descarga fueron llamados rayos catódicos.

El funcionamiento de esta celda se basa en la oxidación del Znº a Zn²+ y la reducción del Cu²+ a Cuº

que se pueden llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados, con la transferencia de e- a través del

alambre conductor externo. Las barras de Zn y Cu se llaman electrodos.

Barra de .Zn.

Solución de sulfato de cobre, CuSO4.

Voltaje 1,10V

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Este dispositivo que consta de electrodos de Zn y Cu y sus correspondientes soluciones acuosas se conoce como

CELDA DE DANIELL.

En esta celda electroquímica, el ÁNODO (-) por definición es el electrodo que sufre la oxidación, o sea el que

desprende los electrones y el CÁTODO (+) es el electrodo en el que ocurre la reducción, es decir recibe los

electrones.

En este ejemplo la barra de Zn es el ánodo y la de Cu es el cátodo.

Como muestra el esquema, se necesita un puente salino (tubo en U invertido) que contenga una solución inerte, es

decir que las especies químicas de la misma (iones) no participen de la reacción. La función de este puente es

asegurar el movimiento, la migración (intercambio) de cationes y aniones desde un compartimiento a otro, para

mantener la neutralidad de ambas soluciones.

Durante el avance de la reacción fluyen electrones por el conductor desde el ánodo hacia el cátodo. Los cationes Zn2+

Cu2+, K+ se dirigen hacia el cátodo y los aniones, SO42- y Cl¯ hacia el ánodo. Sin el puente salino se acumularían

cargas positivas en el ánodo y negativas en el cátodo en forma rápida, impidiendo que la celda funcione. La corriente

eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque hay una diferencia de energía potencial eléctrica entre los dos electrodos

o sea cada semicelda tiene una energía diferente. La energía de los electrones en el electrodo del Zn es superior. La

diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se mide con un voltímetro, donde la lectura es el voltaje

de la celda. Habitualmente a este voltaje se le llamad fuerza electromotriz (fem), debido a que es una fuerza la que

impulsa a los electrones. Este voltaje, o fem (de valor 1,10V en este ejemplo) tiene dependencia con la naturaleza de

los electrodos, de los iones, de la concentración de las soluciones y de la temperatura.

Para la celda estudiada, suponiendo que las soluciones tienen una concentración 1M, la podemos representar:

Znº│Zn²+ 1M║Cu²+ 1M │Cuº.

La fem de de la celda Zn∕Cu en condiciones estándar tiene un valor de 1,10V , si se trabaja con soluciones de

concentración 1M y está vinculado a la reacción redox que implican las dos semirreacciones que ocurren en cada

una de las semiceldas.

Cada celda tiene su fem estándar o potencial estándar de la celda, Eºcelda. (Condiciones estándar: Soluciones 1M,

temperatura 25ºC y presión 1atm)

Por lo que la fem medida es la suma de los potenciales eléctricos generados por cada una de las semirreacciones

ocurridas en los electrodos.

Eºcelda = Eº ox, + Eºreduc. = 1,10V. En el ejemplo, Eº ox --------- Eº Znº Zn²+ Eºreduc ------ EºCu²+ Cu

POTENCIALES ESTÁNDAR DE LOS ELECTRODOS. Conociendo uno de los potenciales del electrodo, se puede obtener el otro. No se puede medir el potencial de un solo electrodo, pero lo que se hace es usar un electrodo de referencia al que se le da el valor de 0, y este es un electrodo de hidrógeno. Este electrodo se construye de la siguiente manera. Gas H2, 1atm, 25ºC. El gas H2 se burbujea a 1 atm a través de una solución del HCl, 1M. El platino forma parte del electrodo, y tiene 2 funciones, Proporciona la disociación de las moléculas de hidrógeno:

H2 → 2 H+ + 2e- HCl y sirve como conductor eléctrico para el circuito eléctrico. 1M Platino, Pt H+

Prof. Roxana Morey.

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En condiciones estándar (PH2 = 1atm, M = 1M de HCl) el potencial para la reducción de H+ a 25ºC por definición vale 0. Este electrodo estándar de hidrógeno de reducción se utiliza para medir los potenciales de otros electrodos. ÁNODO-OXIDACIÓN CÁTODO-REDUCCIÓN Electrodo X Puente salino Electrodo de hidrógeno. 2 H+ + 2e- → H2 Eºred = 0 Solución 1M Solución 1M HCl Lo que registra el voltímetro es el potencial estándar de oxidación del electrodo X, pues: Eºcelda = Eºox + Eºred Donde Eºred es 0. De esta forma se miden los potenciales estándar de cualquier material que esté formado el electrodo. Si el voltímetro, por ejemplo marca 0,28V, entonces el potencial de oxidación del electrodo X es 0,28V, por lo tanto el potencial de reducción será: - 0,28V. Eºox = 0,28V Eºred = - 0,28V. En el caso de la celda Znº│Zn² ║Cu² │Cuº , el potencial de oxidación del Zn es 0,76V, por lo que el potencial de reducción del Cu es : Eºcelda = Eº ox, + Eºreduc. = 1,10V. entonces Eº reduc= 0,34V. Por convención, los potenciales de semicelda se tabulan como potenciales estándar de reducción.

TABLA DE POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN A 25ºC.

V

Prof. Roxana Morey.

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La interpretación del valor de potencial estándar de reducción es: Cuanto más positivo sea el Eºred, mayor será la tendencia a reducirse que tendrá dicha sustancia, es decir a ganar electrones. Por ejemplo: F2 + 2e- → 2 F¯ Eº = 2,87V. Znº → Zn²+ + 2 e- Eº = - 0,76V. El F2 se reduce con mayor facilidad que el Zn. Lo cual es lógico, los metales tienden a perder e- y los no metales a ganarlos. EJERCICIOS DE APLICACIÓN.

1. Determine el nº de oxidación del azufre en los siguientes compuestos: Na2S – K2SO3 – H2SO4. 2. a) Formule la ecuación de la reacción entre el sodio el ácido bromhídrico para formar gas hidrógeno y

bromuro de sodio. b) Indique que elemento se oxida y cual se reduce. Justifique respuesta.

3. Dadas las siguientes reacciones de oxidación-reducción.

a) Identifique los elementos que han experimentado cambio en el nº de oxidación e indique la magnitud del cambio en cada uno de los casos.

b) Iguálelas por el método del nº de oxidación.

H2S + HNO3 → S + NO + H2O

CH4 + O2 → CO2 + H2O

4. Igualar las siguientes reacciones redox por el método del ión e-

a) H2O2 + Fe²+ → Fe³+ + H2O medio ácido. b) Cu + HNO3 → Cu²+ + NO + H2O medio ácido

c) H2O2 + Cl2O7 → ClO2¯ + O2 medio básico.

5. La hidracina N2H4 y el tetróxido de dinitrógeno N2O4 forman una mezcla de autoignición que se ha utilizado como propulsor de cohetes. Los productos de la reacción son nitrógeno N2 y agua.

a) Escriba la ecuación química balanceada para esta reacción. b) Indique que sustancia sirve como agente reductor y cual como oxidante.

6. Calcule la fem estándar de una celda que utiliza las reacciones de semicelda: Agº∕Ag+ y Alº∕Al³+ a 25ºC y

escriba la ecuación de la reacción de la celda que se lleva a cabo en estas condiciones.

7. ¿Cuál especie de cada par es mejor agente reductor en condiciones estándar? a. Naº o Liº b. H2 o I2 c. Fe²+ o Agº.

8. Una celda galvánica consta de un electrodo de Mg en una solución 1M de Mg(NO)3 y un electrodo de Ag en

una solución de AgNO3. Calcular la fem estándar de esta celda.

9. Las magnitudes (pero no los signos) de los potenciales estándar de electrodos de dos metales X y Z son:

X²+ + 2e- → Xº │E│= 0,25V Z²+ + 2e- → Zº │E│= 0,34V

Cuando se conectan las semiceldas de X y Z los electrones fluyen desde X hacia Z. Cuando X se conecta a un electrodo de hidrógeno (EEH), los electrones fluyen desde X hacia el EEH.

a. Los valores de Eº de las semirreacciones son ¿positivas o negativas? b. ¿Cuál es la fem estándar de una celda formada por X y Z?

Prof. Roxana Morey.

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BIBLIOGRAFÍA:

a. Libros:

Brown. “Química, la ciencia central ". Editorial: Prentice-Hall.

Chang. “Química". Editorial: Mc Graw Hill.

Moore, " El mundo de la química". Editorial: Pearson.

Lahore. "Química". Editorial Monteverde.

b. Páginas web:

TEMA

Radiactividad. 1 al 9.

Reacciones nucleares. 1 al 4.

Reactores nucleares: 1 al 9.

Las personas y la radiación: 1 al 11.

Seguridad nuclear: 1 al 8.

http://www.cnea.gov.ar/xxi/divulgacion/raiz/principal.html (ir a temas básicos)

Estructura de la materia.

http://blog.educastur.es/eureka/2%C2%BA-bac-quim/estructura-de-la-materia/

Experiencia de Rutherford.

http://micro.magnet.fsu.edu/electromag/java/rutherford/

El átomo y el sistema periódico

Modelos atómicos.

Números cuánticos.

Orbitales s y p.

http://blog.educastur.es/eureka/4%C2%BA-fyq/el-atomo-y-su-estructura/

Distribución electrónica y tabla periódica. (Evolución)

Propiedades periódicas.

http://blog.educastur.es/eureka/2%C2%BA-bac-quim/07-distribucion-electronica-y-tabla-periodica/

Enlace químico.

http://blog.educastur.es/eureka/2%C2%BA-bac-quim/08-el-enlace-quimico/

Enlace químico.

1. Por qué se unen los átomos.

2. Enlace iónico.

2.3. Estructura cristalina de los compuestos iónicos.

4. Enlace covalente.

4.3. Modelo de repulsión de pares de electrones. Geometría molecular.

4.4. Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar.

8. Propiedades de los compuestos covalentes.

9. Enlaces (Fuerzas) intermoleculares

9.1. Fuerzas de Van der Walls.

9.2. Puentes de hidrógeno.

http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_8.htm

Estado gaseoso.

Estados de agregación.

Temperatura. Presión. Volumen. Cantidad de gas.

Leyes de Boyle, Charles, Avogadro, Generalizada.

http://www.educaplus.org/gases/index.html

http://www.cnea.gov.ar/xxi/divulgacion/raiz/principal.html

http://blog.educastur.es/eureka/2%C2%BA-bac-quim/estructura-de-la-materia/

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http://blog.educastur.es/eureka/2%C2%BA-bac-quim/08-el-enlace-quimico/

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http://www.educaplus.org/gases/index.html

Prof. Roxana Morey.

57

ÍNDICE.

Ficha Tema página

1

Conceptos que debemos recordar……………………………………………………....

2

2

Química nuclear: Radiactividad………………………………………………………….

4

3 Estabilidad nuclear……………………………………………………………………………

5

4

Ecuaciones nucleares…………………………………………………………………………

10

5

Modelos atómicos……………………………………………………………………………...

11

6

Estructura electrónica………………………………………………………………………..

15

7

Tabla Periódica y la periodicidad de las propiedades de los elementos...

18

8

Enlace químico………………………………………………………………………………….

22

9

Fuerzas intermoleculares…………………………………………………………………..

25

10

Estructuras de Lewis – Regla del octeto……………………………………………...

27

11

Geometría molecular…………………………………………………………………………

28

12

Polaridad de las moléculas: momento dipolar……………………………………..

31

13

Estados de la materia………………………………………………………………………..

32

14

Estado sólido……………………………………………………………………………………..

35

15

Estado líquido……………………………………………………………………………………

36

16

Estado gaseoso………………………………………………………………………………….

38

17

Estequiometría…………………………………………………………………………………..

43

18

Formas de expresar la concentración de las soluciones……………………….

46

19

Electroquímica…………………………………………………………………………………...

49

- ----

Bibliografía…………………………………………………………………………………….....

56

material de apoyo - files.libiray.webnode.esfiles.libiray.webnode.es/200000139-45932468c5/teórico...

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