QUÍMICA
L A QUÍMICA QUÍMICA DESARROLLO DEL TEMA ¿Qué estudia la química? La Química se conoce como la ciencia que analiza la composición, composició n, las propiedades y la estructura de los diferentes tipos de materia, así como los cambios que experimenta y la energía asociada a ellos. Los cambios químic os y la energía que producen son tan importantes que han encontrado aplicación en diversos campos profesionales como la ingeniería (aceros inoxidables, pinturas), la arquitectura (ladrillos, vidrios), en medicina (vacunas, sueros, antibióticos), en la agricultura (fertilizantes e insecticidas)
Química Orgánica: estudia los compuestos del carbono (derivados de seres vivos y del petróleo). Química Analítica: tiene como fin la identificación (análisis cualitativo), separación y determinación cuantitativa (análisis cualitativo) de la composición de las diferentes diferentes substancias. Fisicoquímica: Fisicoquímica: estudia, fundamentalmente, la estructura de la materia, los cambios energéticos, las leyes, los principios y teorías que explican las transformaciones de una forma de materia a otra.
En general, se puede decir que la mayor parte de las actividades del género humano reciben apoyo de la química para desarrollarse.
Bioquímica: estudia Bioquímica: estudia a las substancias que forman parte de los organismos vivos (metabolismos celulares).
En la actualidad se conocen varias ciencias (ramas de la química) que tienen una relación íntima entre ellas. Algunos ejemplos de estas ciencias son:
Sin embargo, debido al desarrollo tan grande que ha tenido la química en los siglos XIX y XX, ha sido necesario amp liar el número de ramas, entre las que se encuentran: la electroquímica, la química nuclear, la petroquímica, la radioquímica, la nanotecnol ogía, la biotecnología y otras más.
Química Inorgánica: estudio de los elementos químicos y sus compuestos, excepto el carbono (química de los minerales)
EL MÉTODO CIENTÍFICO Consiste en ?jar la atención en un hecho o suceso de nuestro entorno.
OBSERVACIÓN
RECOPILACION DE DATOS Una ley cientí?ca es una generalización concisa, que resume los resultados de una amplia gama de obser vacion es y experimentos
En est e pas o se comprueban las hipótesis, con las que no veri?can se sacan otras hipótesis. Los experimentos nos proporcionan datos que sometemos a un análisis. En realidad, la experimentación es una observación mas, pero debidamente
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PLANTEAMIENTO DE LEYES HIPÓTESIS
EXPERIMENTO
Es la bús queda de información en libros y otras fuent es para encontrar una base que nos permi ta proponer explicaciones atinadas
Son las posibl es explicaciones al fenómeno observado. La hipótesis es una suposición inteligente que es nece sari o comprobar
Es una explicación amplia acerca de un hecho o fenómeno. Las teorías pueden ser rebatidas con el tiempo.
TEORÍA
1
QUÍMICA
LA QUÍMICA
Exigimos más! Ejemplo del método científico Imagina que te sientas en el sofá dispuesto a ver un rato la televisión y al apretar el mando a distancia, no se enciende la tele. Repites la operación tres veces y nada. Miras si el mando está bien, cambias las pilas y sigue sin encenderse la tv. Te acercas a la tv y pruebas directamente con sus mandos, pero siguen sin funcionar. Compruebas si está desconectada, pero está conectada y sin embargo no funciona. Buscas interruptores de la sala y no se encienden las luces. Compruebas en otras habitaciones y tampoco. Sospechas que el problema está en la caja de los plomos central. Vas inspeccionarla y había saltado. Reconectas y todo funciona...
3.
Expe Experi rime ment ntac ació ión n: Se comprueba cada una de las hipótesis
4.
Teoría: Se ha quemado el plomo de la caja de fusibles La diferencia de este ejemplo con el método científico es que este es más sistemático y explicito que en nuestra vida cotidiana y esto es necesario para que no se pierda información importante importante en el análisis que se hace.
I.
MATERIA Es toda realidad objetiva que impresiona nuestros sentidos, tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
Este proceso sigue una estrategia que desarrollamos muchas veces de manera inconsciente en la vida cotidiana y que se asemeja mucho al método científico
A. Masa Masa
Es la medida de la inercia de un 1.
2.
Observación: Observación : detectas el problema de que no funciona la TV
material, debido a la cantidad de materia que posee.
Hipótesis
B. Ener Energí gía a Es la otra forma de existencia en el universo. Se plantea la equivalencia siguiente:
a) Primera Primera hipótesi hipótesis: s: quizás quizás no he apretad apretado o bien los botones del mando o no he apuntado bien a la TV. b) Segunda hipótesis: no funcionan las las pilas pilas del mando. mando. c) Tercera hipótesis: el problema está en los los mandos del televisor o en la conexión. d) Cuarta Cuarta hipótesi hipótesis: s: la caja de de plomos no funciona funciona
E = mc2
C. Estados Estados de agregación agregación física física de la materia materia Se tienen las siguientes características D. Pla Plasma
m → masa
c → Velocidad de la luz en el vacío. E → energía equivalente
E. Condens Condensado ado de de Bose Bose - Einstei Einstein n
Es el quinto estado de la materia a una temperatura muy baja en la cual los sólidos adoptan su mejor
Es el estado de la materia más abundante del univer-
cristalización y la impureza tiende a ser nula, en él la
so, existe a temperaturas mayores de 104 °C formado
sustancia estará en su estado más puro.
por una mezcla de cationes y electrones, se encuentra en una estrella viva (sol), supernova, pulsar.
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Exigimos más! Ejemplo del método científico Imagina que te sientas en el sofá dispuesto a ver un rato la televisión y al apretar el mando a distancia, no se enciende la tele. Repites la operación tres veces y nada. Miras si el mando está bien, cambias las pilas y sigue sin encenderse la tv. Te acercas a la tv y pruebas directamente con sus mandos, pero siguen sin funcionar. Compruebas si está desconectada, pero está conectada y sin embargo no funciona. Buscas interruptores de la sala y no se encienden las luces. Compruebas en otras habitaciones y tampoco. Sospechas que el problema está en la caja de los plomos central. Vas inspeccionarla y había saltado. Reconectas y todo funciona...
3.
Expe Experi rime ment ntac ació ión n: Se comprueba cada una de las hipótesis
4.
Teoría: Se ha quemado el plomo de la caja de fusibles La diferencia de este ejemplo con el método científico es que este es más sistemático y explicito que en nuestra vida cotidiana y esto es necesario para que no se pierda información importante importante en el análisis que se hace.
I.
MATERIA Es toda realidad objetiva que impresiona nuestros sentidos, tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
Este proceso sigue una estrategia que desarrollamos muchas veces de manera inconsciente en la vida cotidiana y que se asemeja mucho al método científico
A. Masa Masa
Es la medida de la inercia de un 1.
2.
Observación: Observación : detectas el problema de que no funciona la TV
material, debido a la cantidad de materia que posee.
Hipótesis
B. Ener Energí gía a Es la otra forma de existencia en el universo. Se plantea la equivalencia siguiente:
a) Primera Primera hipótesi hipótesis: s: quizás quizás no he apretad apretado o bien los botones del mando o no he apuntado bien a la TV. b) Segunda hipótesis: no funcionan las las pilas pilas del mando. mando. c) Tercera hipótesis: el problema está en los los mandos del televisor o en la conexión. d) Cuarta Cuarta hipótesi hipótesis: s: la caja de de plomos no funciona funciona
E = mc2
C. Estados Estados de agregación agregación física física de la materia materia Se tienen las siguientes características D. Pla Plasma
m → masa
c → Velocidad de la luz en el vacío. E → energía equivalente
E. Condens Condensado ado de de Bose Bose - Einstei Einstein n
Es el quinto estado de la materia a una temperatura muy baja en la cual los sólidos adoptan su mejor
Es el estado de la materia más abundante del univer-
cristalización y la impureza tiende a ser nula, en él la
so, existe a temperaturas mayores de 104 °C formado
sustancia estará en su estado más puro.
por una mezcla de cationes y electrones, se encuentra en una estrella viva (sol), supernova, pulsar.
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II. CAMBIOS CAMBIOS DE ESTADO ESTADO FÍSICO FÍSICO DE DE LA MATERIA MATERIA
III. PROPIEDA PROPIEDADES DES DE LA MATERIA MATERIA
b. Para Para líqu líquid idos os • Viscosidad: resistencia Viscosidad: resistencia de un líquido a fluir. Ejemplo: El aceite es viscoso, mientras mien tras que el agua es muy fluido.
A. De acuerdo a su amplitud
1. Propied Propiedade ades s general generales es Se cumple para cualquier clase de materia. •
Extensión La Tierra ocupa un lugar en el espacio.
•
Impenetrabilidad Jamás la Tierra y Marte podrían ocupar el mismo lugar a la vez.
•
Inercia La Tierra respecto al Sol guarda una inercia de movimiento y una mesa respecto a la Tierra guarda una inercia de reposo.
•
•
c. Para Para gases ases • Compresibilidad Facilidad con la que un gas puede ser comprimido, lo que no sucede con líquidos o sólidos. •
Expansibilidad Todo gas trata de ocupar el máximo volumen que le sea posible.
B. De acuerdo acuerdo al tamaño de de la muestra muestra
Divisibilidad Los diferentes tamaños de materia.
1. Propied Propiedades ades exten extensiv sivas as Depende del tamaño de la muestra. Son aditivas Ejemplo: El volumen, volumen, la fuerza, capacidad calorífica, calorífi ca, inercia, entropía.
2. Propiedades Propiedades particulares particulares o específicas específicas a. Para Para sól sólid idos os – Ductilidad: hilos Ductilidad: hilos metálicos: Ag, Au, etc. – Maleabili Malea bili dad: láminas metálicas: Fe, Al. – Elasticidad: esponja, resortes, globos. – Plasticidad: Plasticidad: jabón, plomo, estaño, etc. – Dureza: Resistencia Dureza: Resistencia al rayado. Ejemplo: El diamante es el más duro de todas las sustancias existentes en la Tierra, en cambio el talco es el menos duro. – Tenacidad: resistencia Tenacidad: resistencia a la rotura. Ejemplo: El hierro es tenaz, el diamante es frágil. UNI 2014 - II
Tensión superficial: superficial: resistencia de una superficie líquida a la intromisión de un cuerpo extraño. Ejemplo: Una araña caminando sobre la superficie del agua.
2. Propied Propiedades ades inten intensiv sivas as No dependen de la masa. No son aditivas Ejemplo: La ductilidad, temperatura de ebullición, elasticidad, dureza, etcétera.
IV. CLASIFICACIÓN CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA MATERIA A. Sistem Sistema a Porción del Universo que es objeto de estudio. Ejemplos: • Siste Sistema ma Plane Planetar tario io Solar Solar.. • El moto motorr de de un un car carro ro.. • Una ca casaca. 3
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Exigimos más! Ejemplo:
B. Cuerpo Forma limitada y geométricamente definida de materia, formada por la unión de sustancias.
Sustancia simple Oxígeno Ozono Cloro Azufre rómbico Azufre monoclínico
Ejemplo: Cuerpos Botón Vaso Clavo
de de de
plástico vidrio fierro
•
C. Sustancia Es la unión de elementos de igual o diferente naturaleza, se representan por un símbolo o fórmula, hay 2 clases:
Fórmula O2 O3 C 2 S8 S
Sustancias alotrópicas Son sustancias simples de un mismo elemento, en el mismo estado físico, pero con diferente fórmula o estructura cristalina. Ejemplos: O2(g) y O3(g) S8(s) y S(s) P4(s) y P(s)
•
Sustancia simple Formada por una sola clase de elemento.
•
Sustancia compuesta o compuesto químico: Formada por 2 ó más clases de elementos.
D. Elemento Conjunto de átomos con igual número de protones, se reconocen por su símbolo. Ejemplo: oxígeno: O; hidrógeno: H
• •
C. Fenómeno nuclear Cambia la identidad nuclear de la materia, o sea cambia la naturaleza de los elementos que constituyen la materia inicial, con gran desprendimiento de energía.
V. FENÓMENO Acontecimiento que provoca cambios en la estructura de la materia. A. Fenómeno físico Cambia sólo la estructura física (externa) de la materia.
Ejemplo: • Lo que ocurre en la bomba atómica 235 1 92 U + 0n
Ejemplo: • Disolver azúcar en agua. • Hervir el agua para que pase de líquido a vapor. B. Fenómeno químico Cambia la identidad química de la materia, conviert e a una sustancia en otra. Ejemplo: • Quemar papel. • Encostramiento de la sangre. UNI 2014 - II
Digestión de los alimentos. Cocer un huevo.
•
89 1 →144 56 Ba + 36Kr + 30n + energía
Un átomo de uranio al chocar con un neutrón, su núcleo se rompe en 2 núcleos más pequeños: Bario y Kriptón y 3 neutrones, liberándose una gran cantidad de energía. Lo que ocurre en las entrañas del Sol (el hidrógeno se convierte en Helio). 2 3 4 1 H + 1H → 2
4
He + Energía + n QUÍMICA
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DIVISIÓN DE UN CUERPO Se logra por diferentes medios cada vez más sofisticados hasta un límite de división, veamos:
I.
UNIÓN DE SUSTANCIAS
•
Co mpon ent es: * Soluto : NaC * Solvente : H O 2
A. Reacción química de sustancias Es la unión de 2 ó más sustancias, en proporciones fijas y definidas, tal que las propiedades químicas de los productos son diferentes a las de los reactantes, se reconocen por una ecuación química. • 2H2 + O2 → 2H2O : Formación del agua. • 2SO2 + O2 → 2SO3 : Formación del anhídrido sulfúrico. • H2O + SO3 → H2SO 4 : Formación del ácido sulfúrico.
•
Constituyentes son los elementos: Sodio, Cloro, Hidrógeno y Oxígeno.
∴ el agua salada es una solución monofásica, binaria y tetraelemental.
B. Mezcla de sustancias Es la unión de 2 ó más sustancias en proporciones variables, tal que las propiedades químicas de éstas permanecen inalterables hasta el final del proceso; no presentan ecuación química; puede ser de 2 clases:
2. Mezcla heterogénea Aquella donde un componente (Fase Dispersa: F.D.) no se puede disolver en otro (Medio Dispersante: M.D.) a lo más se dispersará en dicho medio, por lo que pueden ser observadas a simple vista, o con ayuda del microscopio (Mezcla heterogénea fina).
1. Mezcla homogénea o solución Aquell a donde un componente (soluto) se ha disuelto completamente en otro (solvente), tal que no pueden ser diferenciados ni con la ayuda del ultramicroscopio, presentan una sola fase.
Ejemplo:
Ejemplo:
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II. MÉTODOS FÍSICOS DE SEPARACION DE MEZCLAS TAMIZADO.
Analizando •
•
Componentes: (son las sustancias) –
Fase dispersa (F.D.): SiO2
–
Medio dispersante (M.D.): H 2O
Separación de dos solidos por la diferencia de tamaños
Constituyentes: (son los elementos) Silicio (Si); Oxígeno (O); Hidrógeno (H)
∴ el sistema es heterogéneo, difásico, binario y trielemental. Luego
II. ENERGÍA Además es capaz de realiz ar un trabajo. La energía puede ser de diferentes clases, dependiendo de la fuente que lo genera, así tenemos:
FILTRACION. Consiste en separar o retener partículas sólidas de un líquido por medio de u na barrera, la cual puede consistir de mallas, fibras, material poroso (papel filtro) o un relleno sólido.
A. Relación energía - masa (Einstein)
E = m c2 CENTRIFUGACION. Consiste en separar sólidos de líquidos donde el sólido es visible pero muy pequeño observándose el líquido turbio, para lograr la separación se utiliza una centrifugadora, la cual imprime a la mezcla un movimiento rotatorio con una fuerza de mayor intensidad que la gravedad, provocando la sedimentación del sólido o de las partículas de mayor densidad. La centrifugación es el método usado para separar el plasma de la sangre, para la fabricación de azúcar, separación de sustancias sólidas de la leche y en análisis químicos de laboratorio (sangre y orina).
E: Energía liberada o absorvida. m: Masa que se convierte en energía ó energía que se convierte en masa. c: Velocidad de la luz en el vacío.
c = 3 105 km = 3 108 m = 3 1010 cm s s s
B. Unidades de energía CENTRIFUGACIÓN
g.cm2
•
1 Ergio (erg) = 1
•
1 Joule (J) = 107 erg = 1kg
•
1 caloría (cal) = 4,186 J
•
1 electrón voltio (eV)
•
1 eV = 1, 6 10 –12 erg = 1, 6 10 –19 J UNI 2014 - II
s2 m2 s2 CENTRIFUGACI N
Antes
6
Después
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Exigimos más! Las técnicas cromatográficas son muy variadas, pero en todas ellas hay una fase móvil que consiste en un fluido (gas o líquido) que arrastra a la muestra a través de una fase estacionaria que se trata de un sólido o un líquido fijado en un sólido. Los componentes de la mezcla interaccionan de distinta forma con la fase estacionaria y con la fase móvil. De este modo, los componentes atraviesan la fase estacionaria a distintas velocidades y se van separando. Por ejemplo, para separar los componentes de una mezcla desconocida «M» que suponemos está formada por dos sustancias «A» y «B», se coloca una gota de esta muestra sobre el papel a lo largo de la línea tal como muestra la figura
DECANTACION. Consiste en separar componentes que contienen diferentes fases (por ejemplo, 2 líquidos que no se mezclan, sólido y líquido, etc.) siempre y cuando exista una diferencia significativa entre las densidades de las fases. La Separación se efectúa vertiendo la fase superior (menos densa) o la inferior (más densa). En el caso de separar dos líquidos inmiscibles, se usa para esto la pera de decantación embudo de decantación aceite agua
Papel filtro o fase estacionaria tubo estrecho de goteo
M
Se sumerge la parte inferior de este papel en una solución o fase móvil, esta atraerá a uno o a los dos componentes de la muestra al ir ascendiendo mojando el papel pero a diferentes velocidades de arrastre, quedando separada la mezcla. Después que se ha realizado la cromatografía de papel, observamos lo siguiente:
DESTILACION. Consiste en separar dos liquidos miscibles basándose en las diferencias en los puntos de ebullición de los líquidos. Cabe recordar que un compuesto de punto de ebullición bajo se considera «volátil» en relación con los otros componentes de puntos de ebullición mayor y por lo tanto tendrá una presión de vapor alta.
Componente A Componente B
Fase móvil que va ascendiendo mojando papel
CRISTALIZACION. Este método se utiliza para separar una mezcla de sólidos que sean solubles en el mismo disolvente pero con diferente grado de solubilidad en el disolvente. Una vez que la mezcla esté disuelta, puede calentarse para evaporar parte de disolvente y así concentrar la disolución. La eliminación continua del solvente provocara que la solución se sature para el sólido menos soluble, precipitando o cristalizando este compuesto, con lo cual se logra su separación del líquido.
CROMATOGRAFIA. La cromatografía engloba a un conjunto de técnicas de análisis basadas en la separación de los componentes de una mezcla y su posterior detección. UNI 2014 - II
Solución saturada de NaCl en proceso de evaporación del solvente
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La parte oscura representa el NaCl sólido que va precipitando
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LA QUÍMICA
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problemas
resueltos
III. Verdadero (V)
Problema 1 Señale la alternativa que presenta la secuencia correcta, después de deter-
La temperatura es una propiedad
Toda solución es un sistema homogéneo, es decir, monofásico.
intensiva de la materia por que no depende de la cantidad de materia.
minar si las proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F): I.
El aire es una sustancia.
II. El grafito y el diamante son formas alotrópicas del mismo elemento. III. Una solución es un sistema homo-
Respuesta: D) FVV
Problema 2 Las sustancias poseen propiedades y sufren cambios físicos y químicos. Al respecto, marque la alternativa correcta.
El volumen es una propiedad extensiva de la materia por que depende de la cantidad de materia.
UNI 2011-I
géneo.
UNI 2010-II A ) La tem pera tur a de un sól ido es una propiedad extensiva. B) VV F B) El volumen de un líquido es una D) FVV propiedad intensiva.
A ) VV V C) VFV E) FFV
C) Al freír un huevo, en aceite caliente, ocurre un cambio químico.
Resolución:
D) La erosión de las rocas es un fenómeno químico.
Análisis de los datos
E) La disolución de la sal de cocina en agua es un cambio químico.
I.
B ) Falso:
Falso (F)
El carbono en forma natural presenta dos átomos que son el dia-
químico.
D) Falso: La erosión es el deterioro de la superficie por fricción del viento y las lluvias, siendo asi un cambio físico.
La dilución es un cambio físico.
Resolución:
Ubicación de incógnita Veracidad de las proposicio nes
Respuesta: C) Al freír un huevo, en aceite caliente, ocurre un cambio
mante (cúbico) y el grafito (hexagonal).
Al freir un huevo existe un cambio
E ) Falso:
El aire es una mezcla homogénea. II. Verdadero (V)
C) Verdadero:
químico.
A ) Falso:
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QUÍMICA
QUÍMICA
ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL DESARROLLO DEL TEMA I. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO A. En el núcleo Se encuentran los nucleones positivos (protones) y nucleones neutros (neutrones), el núcleo posee carga positiva y concentra el 99,99% de la masa del átomo, pero su diámetro es diez mil veces menor que el del átomo. B. En la zona extranuclear Se encuentran los electrones; la envoltura electrónica posee carga negativa y ocupa el 99,9% del volumen del átomo, su diámetro es aproximadamente 104 veces mayor que el núcleo.
Los corpúsculos o partículas fundamentales del átomo son: • Pro tones (p+).
• Neutrones (n). • Electrones (e –). Llamadas así porque con ellas se comprenden la mayoría de los fenómenos atómicos e intraatómicos. C. Características de los corpúsculos subatómicos
II. NÚCLEO ATÓMICO (NÚCLIDO)
B. Número de masa (A)
Es el número de nucleones fundamentales.
A. Número Atómico (Z) Carga nuclear, identifica a los átomos de un elemento. Z = # p+
A
=
z+n
III. CORPÚSCULOS ELEMENTALES Son aquellas partículas que no se dividen en otras.
• Los Quarks. • Los Leptones.
Para un átomo neutro: # p+ = # e− = z UNI 2014 - II
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QUÍMICA
ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL
Exigimos más!
PIÓN (π+ ; π− ; π°) MESON KAÓN (K)
En 1990 los físicos norteamericanos Fridman, Kendal y el canadiense Taylor establecieron que los "Quarks" son
• Bariones, son partículas pesadas y están constituídas por tres Quarks, así tenemos: Protón (p+) Alfa ( α ) Neutrón (n) Sigma ( Σ ) Lambda ( λ ) Omega ( Ω )
las mínimas expresiones de materia hasta ahora encontrados. A. Un protón
C. Representación de un núclido
A A z B. Un neutrón
z A
E
z
E
x±
A z
E
x±
E
x+
E
x–
Catión
A
Átomo neutro Ión
z
• E = Símbolo químico del átomo del elemento químico.
• X = carga iónica del átomo.
C. Partículas subatómicas
En la actualidad se conocen la existencia de más de 232 partículas subatómicas, de las cuales mencionaremos algunas. D. Especies atómicas Se llaman así al conjunto de núclidos que poseen igual número de nucleones positivos o neutros, dependiendo ello de su naturaleza.
1 . Fo tó n
No tiene Quark (masa en reposo es cero). 2. Leptones Son partículas de masa muy pequeña, estas so n: Electrón (e –) Neutrino ( 0 , t, u)
• t • u
Especies
TAUÓN → MUÓN
Ejemplo
→
Isótopos (Hílidos)
Z
Isóbaro
A
35 17
Cl
37 17
Cl
3. Hadrones
Son partículas constituidas por Quarks, se agrupan en: • Mesones, son partículas de masa ligera y
están constituidas por un Quark y un antiquark (q ∧ q ) así tenemos: UNI 2014 - II
Isótonos
10
n
114
48 Cd
39 19
K
114
49 In
40 20
Ca
Físicas
≠
Químicas
≈
Algunas Físicas Químicas
≈
Físicas Químicas
QUÍMICA
≠
≠
ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL
Exigimos más! 1. Isótopos del hidrógeno
Catión
problemas
resueltos
Problema 1
El número de masa de un elemento es 238 y su número atómico es 92. El número de protones que existe en el núcleo de este elemento es:
A) 238
UNI 70 UNI 2010-I C) 146
B) 92
D) 330
E) Faltan datos
92 ⇒ # p
El cloro natural tiene número atómico 17 y su masa atómica 35,5. ¿Cuántos protones tiene en su núcleo? UNI 84 UNI 2010-I
−
C) Ca (Z = 20) 1s22s22p63s23p64s2
A) B) C) D)
7 17 18,5 23
E) 35,3
Br(Z = 35)1s 22s 22p63s23p6 4s 23d10 4px24p 2y 4p1z
Resolución:
cantidad de protones que existe en el núcleo del átomo. =
B) C (Z = 17)1s2 2s2 2p6 3s 2 3p2x 3p2y 3p1z
E)
El número atómico (Z) nos indica la Z
Problema 3
A) F– (Z = 9) 1s22s22p6
D) Ar (Z = 18) 1s22s22p63s23p6
Resolución: Definición:
∴
Problema 2 De las siguientes configuraciones electrónicas indique la incorrecta: UNI 84 UNI 2010-I
+
=
Respuesta: B)
UNI 2014 - II
−
∴
92
Definición: El número atómico (Z) nos
Resolución: El 17 C 1 posee 18 17 C
−
1
⇒
indica la cantidad de protones.
1s 2 2s 2 2p 63s 23p 6
Z = #p+ = 17 #p = 17
1s2 2s22p63s 23p x23p 2y3p2z 92
Respuesta: B)
C – (Z
11
=
17)1s2 2s2 2p6 3s2 3p2x 3p2y 3p1
Respuesta: B)
QUÍMICA
17
QUÍMICA
NÚMEROS CUÁNTICOS DESARROLLO DEL TEMA En 1926, Erwin Schrödinger propuso una ecuación, ahora conocida como la ecuación de onda de Schrödinger, que involucra los comportamientos tanto ondulatorios como de partícula del electrón. El trabajo de Schrödinger inició una nueva forma de tratar las partículas subatómicas conocida como mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. La solución completa de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno produce un conjunto de funciones de onda que se denominan orbitales, los cuales quedan definidos por un conjunto de tres números cuánticos. • El número cuántico principal. • El número cuántico azimutal. • El número cuántico magnético. En 1928, Paul Dirac, reformuló la mecánica cuántica del electrón para tener en cuenta los efectos de la relatividad. Esto dio lugar a la aparición de un cuarto número cuántico: El número cuántico espín.
Principio de la máxima multiplicidad por Hund Para ubicar los electrones en los orbitales de un subnivel, se va dejando un electrón en cada orbital y si todavía sobran electrones, entonces se aparea cada e .
C. Nivel o capa energía (n)
Está formado por subniveles: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, . . . . .
∞
Capa = K, L, M, N, O, P, Q, . . . . .
I. ESTUDIO DE LA CORTEZA ATÓMICA
#max e
(nivel)
=
∞
2n2
II. NÚMEROS CUÁNTICOS
A. Orbital R egión Espacio E nergético Máxima Probabilidad Espín
A. Número cuántico principa l (n) Indica el tamaño del orbital; para el electrón indica el nivel de energía.
n = 1, 2, 3, 4.......∞ orbital lleno o saturado.
Ejemplo
orbital semilleno o semisaturado.
orbital vacío. B. Subnivel o subcapa de energía Está formado por orbitales, su designación depende del efecto espectroscópico provocado por un átomo excitado. UNI 2014 - II
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Observamos que el tamaño de: 3 S > 2 S > 1 s QUÍMICA
NÚMEROS CUÁNTICOS
Exigimos más! B. Número cuántico secundario azimutal o de mo-
C. Número cuántico magnético (ml)
mento angular (l)
Indica la forma del orbital; para el electrón nos indica el subnivel donde se encuentra.
= = = =
0 1 2 3
=
Indica la orientación que tiene el orbital en el espacio.
0, 1, 2, ....(n − 1) m
s → p → d → f
;........; 0; ........ +
= −
→
D. Número cuántico espin o giro (ms)
Indica la rotación del electrón alrededor de su eje magnético.
ms = +1/2
ms = - 1 /2
Ejemplo: Los N.C. del último electrón del subnivel 6d7. • n=6
=
2
m
= −
1
m s
= −
1
2
(6, 2, –1, –1/2)
Principio de exclusión de Pauli En un mismo átomo jamás pueden existir 2 e con los 4 N.C. iguales por lo menos se diferencian en su espín.
Ejemplo: 4Be
2
1S 2S
2
2S
Observemos
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13
QUÍMICA
NÚMEROS CUÁNTICOS
Exigimos más!
III. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Nivel
Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas. Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales (Principio de Construcción), principio de exclusión de Pauli y regla de Hund. 1.
Principio de construcción progresiva o
U
2 L 2 9
B N I
p6
V E L
N° de e– por nivel (préctico)
3 M 2 9 14 f p6 d10
4 N
5 O 2 9
6 P 2 9
7 ... Q ... 2 9
p6
p6
p6
p6
d10
d10
d10
32
18
2 9
14 f 2
8
18
32
8
MÉTODO PRÁCTICO
aufbau
Aufbau es una palabra en alemán que significa «construcción progresiva»; utilizaremo s este principio para asignar las configuraciones electrónicas a los elementos es decir el orden energético creciente como se colocan los electrones en el átomo. Entonces para distribuir a los electrones alrededor del núcleo en un átomo multielectrónico, considerando para esto la energía relativa creciente (ER = n + ), los electrones van ocupando los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció en forma experimental, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental o basal . Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado . Los electrones que se sitúan en la capa electrónica del número cuántico principal más alto, los más exteriores, se denominan electrones de valencia. 2. Regla de Moller o regla del serrucho
Es el método utilizado para hacer una configuración electrónica. Consiste en ordenar a los electrones de un sistema atómico de acuerdo al principio de formación de AUFBAU (construcción) es decir de menor a mayor energía. Se debe observar que en este ordenamiento energético hay electrones que se encuentran mas cerca al núcleo pero que tienen mayor energía que electrones mas alejados del núcleo, por lo tanto la configuración electrónica no indica en muchos casos el alejamiento del electrón respecto del núcleo. UNI 2014 - II
S
1 K 2 9
14
El orden creciente de energía de los subniveles se puede hacer considerando la primera letra de las siguientes palabras:
si sopa sopa se da pensión se da pensión se f ue de paseo se f ue de paseo
Observar que: Subnivel s p d f
nivel donde comienza 1 2 3 4
Entonces, se coloca los niveles para cada subnivel de izquierda a derecha de forma correlativa 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p Ejemplos Hacer la configuracion de un element cuyo Z=15: Primero se coloca los subniveles siguiendo la nemotecnia: s s p s p s d p Luego se colocan los niveles: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Finalmente se colocan los electrones en cada subnivel hasta completar los 15 que indica el Z, los subniveles que sobran se eliminan. Z=15: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Otros ejemplos: Z= 26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p 6 4s2 3d6 Z= 37: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
Configuración de Lewis Al efectuar la configuración electrónica de Lewis se debe elegir el gas noble cuyo número atómico sea menor pero más cercano al número atómico del átomo del cual se va a efectuar su configuración electrónica QUÍMICA
NÚMEROS CUÁNTICOS
Exigimos más! Nivel del gas nobel
Config. del gas noble
Átomos paramagnéticos
Config. que sique al gas noble
1 er
[2He]
2s 2p
2do 3 er 4to 5to 6to
[10Ne] [18 Ar] [36Kr] [54Xe] [86Rn]
3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Una sustancia es paramagnética si es débilmente atraído por un campo magnético. Esto se debe a la presencia de electrones desapareados Ejemplo: Al: [Ne] 3s2 3p3, tiene 1 electrón desapareado
13
V: [Ar] 4s2 3d3, tiene 3 electrones desapareados
23
Observación: El átomo con mayor número de electrones desapareados será más paramagnético, entonces el Vanadio es más paramagnético que el Aluminio.
Ejemplos Z= 46:
. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .
Z= 110:
. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. ..
Átomos diamagnéticos Una sustancia es diamagnética si es débilmente rechazada por un campo magnético. Esta propiedad se presenta generalmente cuando todos los electrones están apareados.
OBSERVACIÓN: Los subniveles que presentan todos sus orbitales llenos son estables y también aquellos que tienen todos sus orbitales semillenos. Una combinación de orbitales llenos y semillenos o semillenos y vacíos son inestables.
Ejemplo: 20
Ca: [Ar] 4s 2
Configuración en estado basal o fundamental
Configuración de iones Para hacer la configuración de un ion se recomienda primero hacer la configuración del átomo neutro y luego se quita o agrega electrones del ultimo nivel.
Es la configuración que se hace en base al principio de construcción progresiva. Ejemplo Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
11
Ejemplo:
Configuración en estado excitado Hacer la configuración del 21Sc2+:
Cuando un átomo absorbe energía, uno o más electrones del último nivel pasan a niveles superiores, quedando el átomo con mayor energía, entonces tendrá en este momento una estructura en estado excitado y por lo tanto será inestable.
Primero se hace la configuración del átomo neutro:
21
Sc: [Ar] 4s 2 3d6
Como pierde 2 electrones, estos salen del máximo nivel, es decir del 4s, entonces: Sc2+: [Ar] 4s 0 3d6, o también [Ar] 3d 6
21
Especies isoelectrónicas Dos o más especies serán isoelectrónicas si tienen igual configuración electrónica y también igual cantidad de electrones. 19
K: [Ar] 4s 1
21
Sc2+: [Ar] 4s 2 3d1 Þ [Ar] 4s 0 3d1
22
Ti3+: [Ar] 4s2 3d2 Þ [Ar] 4s 0 3d 1
Como el 21 Sc 2+ y el 22 Ti 3+, tienen igual configuración electrónica, entonces son isoelectrónicos UNI 2014 - II
15
Ejemplo: Na: 1s2 2s2 2p6 4s1
11
Observe que el electrón del 4s debió primero colocarse en el 3s, este electrón absorbió energía colocándose en este subnivel, entonces la configuración está en estado excitado quedando inestable.
Anomalías en la configuración para átomos neutros 1 . A l gu n o s el e m en t o s no p u e de n t er m i n ar s u configuración electrónica en d4 o d9, esto se debe a que siendo d5 y d10 las dos formas más estables del subnivel «d», el átomo, y como todo en el universo, busca ser estable, es decir tener mínima energía y consigue estas formas más estables liberando energía, para esto pasa un electrón del ns al (n-1)d, con lo cual está pasando 1 electrón de un nivel más alejado hacia un nivel más cercano al núcleo, liberando energía en este tránsito. QUÍMICA
NÚMEROS CUÁNTICOS
Exigimos más! Inestable pasa 1 e –
Observación: Para los iones no se aplica estas anomalías Ejemplo: hacer la configuración del 24Cr2+: Primero hacemos la configuración del átomo neutro: [Ar] 4s23d4 Luego estabilizamos: 24Cr: [Ar] 4s 13d5 Finalmente sacamos los electrones del máximo n ivel: 24Cr2+: [Ar] 4s03d4
estable
4 ns2 (n – 1)d
1 5 ns (n – 1)d
– pasa 1 e 9 ns2 (n – 1)d
ns1(n – 1)d10
1. Hay otras anomalías como: Según el principio de construcción a) 44Ru: [Kr] 5s2 4d6 b) 45Rh: [Kr] 5s2 4d7 c) 46Pd: [Kr] 5s2 4d 8
Ejemplo: Inestable
estable
24Cr:
[Ar] 4s 23d4
[Ar] 4s13d5
47 Ag:
[Kr] 4s 23d9
[Kr] 4s13d10
[Kr] 5s 1 4d4 2 14 4 74W: [Xe] 6s 4f 5d 1 14 9 78Pt: [Xe] 6s 4f 5d 41Nb:
[Xe] 6s2 5d1 [Xe] 6s2 4f 1 5d 1
Conclusión y respuesta
¿Qué puede afirmarse acerca del estado fundamental o basal del ión V3+? UNI 2011-I
∴
Respuesta: C) Hay 2 electrones ni
B) Hay 3 electrones no apareados por lo que el ión es diamagnético. C) Hay 2 electrones ni apareados por lo que el ión es paramagnético. D) Hay 5 electrones apareados por lo que el ión es diamagnético. E) Hay 5 electrones no apareados por lo que el ión es paramagnético.
Especie paramagnética
De las alternativas la clave C es la que cumple.
A ) Hay 1 electrón no apareado por lo que el ión es paramagnético.
apareados por lo que el ión es paramagnético
Resolución: 3+ 23 V el
Se tiene el ión cual se establece su C.E. en su estado basal.
Operación del problema : [ Ar ] 4s 3d
58Ce:
[Xe] 6s2 4f 2
Análisis de los datos o gráficos Las especies paramagnéticas tienen electrones desapareados y las diamagnéticas no tienen electrones desapareados, entonces de lo que se pide hay que determinar que especies tienen electrones desapareados.
¿Cuáles de las siguientes especies químicas son paramagnéticas? I.
40 Zr
4+ [ ] 2 2 : 40 Zr : Kr 5s 4p →40 Zr [Kr ]⇒ ] 5s1 ⇒ Paramagnético Diamagnético II. 37 Rb : [Kr III. 32 Ge : [Ar ] 4s 23d10 4p2 ⇒32 Ge 4 +: [ Ar ] 3d10 ⇒ Diamagnético
I.
Problema 2
4+
Conclusiones y respuesta
Análisis de los datos o gráficos
23
[Xe] 6s2 4f 1
Operación del problema
II. 37 Rb 4+ III. 32 Ge
3
57La:
resueltos
Problema 1
2
[Kr] 5s1 4d 7 [Kr] 5s1 4d 8 [Kr] 4d10
2. Hay algunos elementos que primero colocan 1 electrón el subnivel «d» de un nivel antes de colocar electrones en el subnivel «f» del anterior nivel. Según el principio Realmente es: de construcción
Hay algunos elementos pueden terminar en d4 o d9:
problemas
Realmente es:
UNI 2011-II
Solo el
37Rb
A) I y III
es paramagnético. Respuesta: D) Solo II
B) II y III C) Solo I
Problema 3
D) Solo II
La configuración electrónica del 58 Ce3+ es:
E ) Solo III
UNI 2011-II
A) [Xe] 5s2
B) [Xe] 6s1
Ubicación de incógnita
C) [Xe] 5d1
D) [Xe] 4f1
Paramagnetismo y diamagnetismo
E) [Xe] 5p1
Resolución:
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QUÍMICA
NÚMEROS CUÁNTICOS
Exigimos más! Resolución:
Ubicación de incógnita Del tema de configuración electrónica
Análisis de los datos o gráficos 2 1 1 58 Ce : [ Xe] 6s 4f 5d
UNI 2014 - II
Operación del problema Luego al perder 3es, estos salen del último nivel, entonces queda: 58 Ce
3+ [ ] 1 : Xe 4f
subnivel "d" y luego se va completando el subnivel "f"; la respuesta es:
Método práctico
Conclusión y respuesta En esta configuración del Ce se debe colocar primero un electrón en el
17
Respuesta: D) [Xe] 4f 1
QUÍMICA
QUÍMICA
TABLA PERIÓDICA DESARROLLO DEL TEMA I. HIPÓTESIS DE PROUT (1815) Un punto clave para iniciar la clasificación periódica de los elementos lo constituyó la determinación de sus pesos atómicos, el primer intento lo hizo Prout quien propuso que los pesos atómicos de todos los átomos eran múltiplos enteros y sencillos del peso atómico del hidrógeno, ya que este era la materia fundamental a partir del cual se constituyen todos los demás elementos.
de propiedades semejantes quedaban ubicadas en la misma línea vertical efectivamente los elementos de las triadas de Dobereiner se hallaban en dichas líneas. Su representación no atrajo mucho la atención de los científicos contemporáneos.
IV.LEY DE OCTAVAS DE JOHN ALEXANDER REYNA NEWLANDS (1864) II. TRIADAS DE JOHAN W. DOBEREINER (1829) Luego de identificar algunos elemen tos con propiedades parecidas, este alemán (1780-1849) colocó los elementos con comportamiento similar en grupos de tres en tres y observó que el peso atómico del elemento intermedio era aproximadamente, el promedio de los extremos. Ejemplo: Elemento (P.A.)
III.HÉLICE TELÚRICO DE ALEXANDER BEGUYER DE CHANCOURTOIS (1862) El geólogo francés (1819–1886) colocó los elementos en orden creciente a su peso atómico; en un línea enrollada helicoidalmente a un cilindro, e hizo notar que los UNI 2014 - II
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Este inglés (1837–1898); a los 62 elementos descubiertos los clasificó en orden creciente a su peso atómico y en grupo de siete en siete, tal que el octavo elemento, a partir de uno dado, era una especie de repetición del primero, como la nota ocho de una escala musical (Ley de Octavas). Ejemplo: GRUPO H
Li
Be
B
C
N
Q
1 F 8
2 Na 9
(3) Mg 10
(4) Al 11
5 Si 12
6 P 13
7 S 14
Cl 15 Co; Ni 22
K 18 Cu 23
Ca 17 Zn 24
Cr 18 Y 25
Tl 19 In 26
Mn 20 As 27
Fe 21 Se 28
Br 29 Pd
Rb 30 Ag
Sr 31 Cd
Ce; La 32 In
Zr 33 Sn
36 f 43
37 Ca 44
38 Ba; V 45
39 Ta 46
Pl; Ir 50
Ti 51
Pb 52
Th 53
40 W 47 Hg
Di; Mo Ro; Ru 34 35 Sb Te
54
QUÍMICA
41 Nb 48
42 Au 49
Bi 55
Ce 56
1 2 3 4 5 6 7 8
TABLA PERIÓDICA
Exigimos más!
V. LA CURVA DE JULIUS LOTHAR MEYER (1869) En su libro "Modernas Teorías de la Química" el alemán Meyer (1830-1895) se basó en el estudio de los llamados volúmenes atómicos (volumen ocupado por un mol de átomos en una muestra sólida y líquida). Al componer estos con los pesos atómicos obtuvo la ahora famosa curva de Lothar Meyer:
4. Los elementos difíciles de fundir se presentan en los mínimos o en los parciales descendentes. 5. La curva también muestra la periodicidad de otras propiedades como volumen molar, punto de ebullición, fragilidad, etcétera.
A. Curva de Lothar Meyer El volumen átomo de las ordenas se ha calculado dividiendo el peso atómico entre la densidad de una muestra sólida o líquida del elemento mediante el empleo de valores modernos.
VI.TABLA PERIÓDICA DE DIMITRI IVANOVICH MENDELEIEV (1872)
B. Avances del gráfico 1. Los volúmenes atómicos máximos se alcanzan para los metales alcalinos. 2. Entre el Li y Na, así como entre Na y K, existen seis elementos, como indicó la Ley de Octavas de Newlands. Sin embargo entre Rb y Cs hay más de seis elementos, lo que explica la falla en el trabajo de Newlands. 3. Los sólidos con bajo punto de fusión, así como los elementos gaseosos (en condiciones ambientales) se encuentran en las partes ascendentes de su curva o en los máximos de esta.
Al igual que Meyer, el Ruso Mendeleiev (1834–1907) ordenó a los 63 elementos descubiertos secuencial-mente de acuerdo al orden creciente de su peso atómico. Su "Tabla corta" está dividida en ocho columnas o grupos, tal que el orden de cada grupo indica la máxima valencia del elemento, para formar óxidos o hidruros. Así mismo su tabla está conformado por 12 filas o series formando parte a su vez de 7 periodos; de la siguiente manera.
Clasificación periódica de los elementos (Según D.I. Mendeleiev)
UNI 2014 - II
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QUÍMICA
TABLA PERIÓDICA
Exigimos más! 1. En su tabla dejó espacios vacíos para los elementos que todavía no se descubrían (44, 68, 72, etcétera) prediciendo con exactitud apreciable, las propiedades y químicas de los mismos.
3. Su principal error fue ordenar a los elementos en orden creciente a sus pesos atómicos; en dicha clasificación hay algunos elementos con el Te y Co, que poseen peso atómico, mayor que el que sucede.
2. A dichos elementos no descubrimientos los bautizó con un nombre.
VII.TABLA PERIÓDICA ACTUAL O MODERNA
A. Ventajas de su tabla corta
En 1914 el inglés Henry Moseley descubre el número atómico de cada elemento con su experimento del espectro de rayos X postulando la siguiente ley periódica. Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de su número atómico.
Ejemplo:
Años más tarde Werner crea una tabla periódica larga al agrupar a los elementos en orden creciente y sucesivo y al número atómico, la que es considerada hasta hoy como la Tabla Periódica Moderna (TPM). La TPM está formada por 18 columnas agrupadas en dos grandes familias A y B donde cada familia consta de 8 grupos. El orden de cada grupo (en la familia A y B) nos indica la cantidad de electrones de la última capa (e de valencia).
donde: Eka: primero o después de Dvi: segundo 3. Los elementos de un mismo grupo coinciden en sus propiedades químicas, como en la valencia para formar óxidos o hidruros.
La TPM está formada por 7 filas o 7 periodos, el orden de cada periodo nos indica la última capa o números de capas del elemento. En la parte inferior de la TPM colocado en forma perpendicular al grupo 3B se encuentran los lantánidos y actínidos, llamados también tierras raras, en dicho bloque empiezan los elementos derivados del Uranio (Transuránidos).
B. Desventajas de su tabla corta
1. El hidrógeno no tiene posición definida. 2. No hay una clara forma de separar a los metales y no metales. Representaciones (grupo principal) 1 IA 1
1 H 1,0079
2 IIA
2
3 Li 6,941
4 Be 9,012
Representativas
12 11 Na Mg 22,990 24,305
4
19 K 39,098
5
37 Rb 85,468
6
7
14 IVA
15 VA
16 VIA
17 VIIA
2 He 4,003
5 B 10,811
6 C 12,011
7 N 14,007
8 O 15,999
9 F 18,998
10 Ne 20,180
12 IIB
13 Al 26,982
14 Si 28,086
15 16 P S 30,974 32,066
17 Cl 35,453
18 Ar 39,948
30 Zn 65,39
31 Ga 69,723
35 Br 79,904
36 Kr 83,8
Metales de transición 3 IIIB
4 IVB
20 Ca 40,078
21 Sc 44,956
22 Ti 47,88
38 Sr 87,62
39 Y 88,906
40 Zr 91,224
5 VB
6 VIB
7 VIIB
8
9 VIIIB
88 89 Ra Ac 226,025 227,028 Lantánidos (tierras raras)
Actínios
UNI 2014 - II
104 Rf 261
10
26 27 Fe Co 55,845 58,933
32 Ge 72,61
33 As 74,922
34 Se 78,96
41 Nb 92,906
44 45 46 47 48 49 50 Ru Pd Cd In Sn Rh Ag 101,07 102,906 106,42 107,868 112,411 114,82 118,71
51 Sb 121,76
52 53 54 Te I Xe 127,60 126,905 131,29
42 Mo 95,94
43 Tc 98
105 Db 262
106 Sg 263
107 Bh 262
58 59 60 Ce Pr Nd 140,115 140,908 144,24
108 Hs 265 61 Pm 145
90 91 92 93 Np Pa U Th 232,038 231,036 238,029 237,048
109 Mt 266
28 Ni 58,69
11 IB
23 24 25 V Cr Mn 50,942 51,996 54,938
75 76 77 55 56 57 73 74 72 Re Os Ir Cs Ba La Ta W Hf 132,905 137,327 138,906 178,49 180,948 183,84 186,207 190,23 192,22 87 Fr 223
13 IIIA
Código de colores de l os elementos a temperatura y presión normales. Gas Líquido Sólido No aparecen en la naturaleza
3
29 Cu 63,546
18 VIIIA
80 78 79 81 Hg Pt Au Tl 195,08 196,967 200,59 204,383 110 Uun 269
111 Uun 272
112 Uub 277
62 63 64 65 Sm Eu Gd Tb 150,36 151,964 157,25 158,925 94 Pu 244
20
95 Am 243
96 Cm 247
97 Bk 247
82 Pb 207,2
83 Bi 208,980
84 Po 209
85 At 210
86 Rn 222
114
66 Dy 162,5
67 Ho 164,93
98 Cf 251
99 Es 252
68 69 70 71 Er Tm Lu Yb 167,26 168,934 173,04 174,967 100 Fm 257
101 Md 258
QUÍMICA
102 No 259
103 Lr 262
TABLA PERIÓDICA
Exigimos más! En la TPM se pueden observar solo 90 elementos naturales desde el 1H hasta el 92U, en cambio los elementos 43Tc, 61Pm y del 93Np en adelante son artificiales. Obtenidos mediante transmutaciones nucleares, a partir del uranio razón por la que son llamadas elementos transuránidos. La TPM también se puede clasificar en 4 grandes bloques de acuerdo al subnivel donde termina su configuración electrónica ellos son:
Del 3B al 1B excepto el 2B).
•
Bloque "f" pertenece a la familia "B" Contiene a los metales de transición interna, debido a que su antepenúltima; penúltima y última capa no están llenas de electrones. Todos los del bloque "f", excepto: (n – 2)f 14. Ejemplo:
•
Bloque "s" y Bloque "p" Pertenecen a la familia "A" llamadas elementos típicos o representativos porque la última capa está incompleta de electrones (del 1A al 7A excepto el 8A).
•
Bloque "d" pertenece a la familia "B" Contiene a los metales de transición, debido a que su penúltima y última capa están incompletas de electrones.
A. Leyenda de la TPM
1. Metales, no metales y metaloides
UNI 2014 - II
21
QUÍMICA
TABLA PERIÓDICA
Exigimos más! 7B: Grupo del Manganeso: ns2 (n–1)d5
2. Metaloides o semimetales Son elementos que poseen propiedades físicas y químicas intermedias entre metales y no metales; se encuentran justamente en la frontera donde se unen metales y no metales, llamados también semi metálicos.
8B: Grupo de las Triadas: ns2 (n–1)d6,7,8 3. Analizando los periodos (P) P.1: contiene 2 elementos P.2: contiene 8 elementos P.3: contiene 8 elementos P.4: contiene 18 elementos P.5: contiene 18 elementos P.6: contiene 32 elementos P.7: contiene 29 elementos Total 115 elementos C. Estado físico de los elementos
Los metaloides son semiconductores del calor y la electricidad; su aplicación en el mundo entero se da en los transitores, como una materia prima de amplificadores y material de control eléctrico.
Gases: H2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Líquidos: Br, Hg. Sólidos: todos los demás.
Nótese que el silicio, germanio y el boro son típicamente no metálicos, pero él es un semiconductor electrónico a temperatura ambiente, el diamante no es; el grafito sí. El comportamiento químico a lo largo de estos elementos reflejan el cambio gradual de metálicos a no metálicos, de comportamiento iónico a comportamiento covalente. B. Familias o grupos
Son los elementos que se comportan en forma semejante, y forman las columnas en la tabla periódica. El último sistema aprobado por la IUPAC es del 1 al 18, antiguamente llevaban los números romanos, hoy día se utiliza los números arábigos, así la familia del carbono es el grupo 4A. 1. Grupos familia "A" 1A: Metales alcalinos (sin hidrógeno): ns1
1. Características de los elementos metálicos •
Se encuentran hacia la izquierda de la T.P.M.
•
Poseen brillo metálico (lustroso y reluciente).
•
Existen en estado sólido (excepto el Hg). El (Cs, Fr, Ga) son líquidos a T > 30 °C.
•
Conducen con facilidad la corriente eléctrica y el calor.
•
Tiene pocos electrones en su capa de valencia.
•
En las reacciones químicas ceden electrones y se cargan positivamente (cationes).
•
Son de consistencia tenaces; tiene punto de fusión variables.
•
No se combinan, entre sí.
•
Son maleables (forman láminas y ductibles (forman hilos).
2. Características de los elementos no metálicos
2A: Metales alcalinos térreos: ns2
• Se encuentran hacia la derecha de la T.P.M.
3A: Boroides o térreos: ns2 np1
• No conducen o conducen muy poco la corriente eléctrica y el calor excepto: Selenio, Grafito, (Carbono).
4A: Carbonoides: ns2 np2 5A: Nitrogenoides: ns2 np3 6A: Anfígenos o calcógenos: ns2 np4 7A: Halógenos: ns2 np5
• Sus átomos se unen entre sí compartiendo electrones.
8A: Gases nobles o raros: ns2 np6
• Son menos densos que los metales. • Poseen más de 4 electrones de valencia.
2. Grupos familia "B" 2
1B: Grupo del Cobre: ns (n–1)d
• Cuando se unen con metales captan electrones quedando cargados negativamente (aniones).
9
2B: Grupo del Zinc: ns2 (n–1)d10
• Tienen alto potencial de ionización.
3B: Grupo del Escandio (Subgrupo del La y Ac) 2
4B: Grupo del Titanio: ns (n–1)d
• Son sólidos, líquidos; o gases (diatómicos y monoatómicos).
2
5B: Grupo del Vanadio: ns2 (n–1)d3 2
6B: Grupo del Cromo: ns (n–1)d UNI 2014 - II
• Quebradizos en estado sólidos.
4
• No son ductiles ni maleables. 22
QUÍMICA
TABLA PERIÓDICA
Exigimos más! Ubicación de un elemento en la Tabla Periódica: Periodo: a. Es el ordenamiento de los elementos en filas, tienen propiedades diferentes. b. Los periodos indican el número de niveles de energía que tienen los átomos de los elementos
Ejemplos: 1 Periodo: 3 - Grupo: IA 11Na: [Ne] 3s 2 5 Cl : [Ne]3s 3p Periodo: 3 - Grupo: VIIA 17
Número de Período = máximo nivel en la configuración
Elementos de Transición Número del Grupo B Número de electrones del máximo nivel + número de electrones del subnivel «d» incompleto
Grupo: Es el ordenamiento de los elementos en columnas. Generalmente tienen propiedades químicas semejantes.
Observación: si la suma resulta 9 o 10, entonces el elemento pertenece al grupo VIIIB Ejemplos:
Elementos Representativos
22Ti:
Número del Grupo A Número de electrones máximo nivel
problemas
29Cu:
[Ar]4s23d2
[Ar]4s13d10 Periodo: 4 - Grupo: IB
resueltos
Problema 2 Problema 1 Tres ejemplos de elementos no metáCierto elemento tiene 5 electrones en er licos gaseoso son: el último nivel y pertenece al 3. perioUNI 82 - II do del sistema periódico, diga ud. ¿Cuál Nivel intermedio es su número atómico? A) Talio, Indio, Galio UNI 83 - II B) Xenón, Fluor, Neón Nivel fácil C) Telurio, Yodo, Oxígeno A ) 10 B) 12 C) 14 D) Calcio, Escandio, Titanio D) 15 E) 19 E) Selenio, Bromo, Kriptón Resolución: Se trata de un elemento representativo del bloque "p". Haciendo la distribución electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 El número atómico sera 15. Respuesta: D) 15
UNI 2014 - II
Periodo: 4 - Grupo: IVB
Resolución: El fluor, xenón y neón son elementos no metálicos que a condiciones ambientales se encuentran al estado gaseoso. Respuesta: B) Xenón, Fluor, Neón
A ) B)
C) D) E)
UNI 78 Nivel difícil El cloro tiene poder decolorante por su acción oxidante. El diamante se usa como electrodos en galvanoplastía en lugar de grafito, por su mayor dureza. Los iones sodio, calcio y potasio le dan dureza al agua. La máxima densidad del agua corresponde al hielo. El SiO2 es un sólido volatil.
Resolución: El cloro es un gas gran oxidante se utiliza como decolorante en forma de hipoclorito de sodio (NaC O).
Problema 3 Indique Ud., ¿qué afirmación es correcta?
23
Respuesta: A)
QUÍMICA
QUÍMICA
PROPIEDADES PERIÓDICAS DESARROLLO DEL TEMA PROPIEDADES PERIÓDICAS DE UN ELEMENTO
Ejemplo:
Son cualidades físicas o químicas que caracterizan un elemento, asemejándolos o diferenciándolos (ya sea en una columna o fila) con otros elementos, dentro de la T.P.M. Los más importantes son: A. Radio atómico (ra) En la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Puede ser de 2 clases: • Radio metálico, es la mitad de la distancia entre los núcleos de átomos adyacentes en un metal sólido. • Radio covalente, es la mitad de la distancia entre los núcleos de 2 átomos unidos en una molécula.
D
ra(Na) =
d 2
ra(Cl) ≈
D 2
TABLA DE RADIOS ATOMICOS 1 IA
2 IIA
3 IIIB
4 IVB
5 VB
6 7 VIB VIIB
8
9 10 VIIIB
11 IB
12 IIB
13 IIIA
14 IVA
15 VA
16 VIA
17 18 VIIA VIIIA
Periodo 1 2 3 4 5 6 7
1 H 78 3 Li 152 11 Na 191 19 K 235 37 Rb 250 55 Cs 272 87 Fr 270
4 Be 112 12 Mg 160 20 Ca 197 38 Sr 215 56 Ba 224 88 Ra 223
21 Sc 164 39 Y 182 57 * La 188 89 * Ac 188
22 Ti 147 40 Zr 160 72 Hf 159 104 Rf 150
23 V 135 41 Nb 147 73 Ta 147 105 Db 139
24 Cr 129 42 Mo 140 74 W 141 106 Sg 132
25 Mn 137 43 Tc 135 75 Re 137 107 Bh 128
26 Fe 128 44 Ru 134 76 Os 135 108 Hs 126
27 Co 125 45 Rh 134 77 Ir 136 109 Mt
28 Ni 125 46 Pd 137 78 Pt 139 110 Uun
29 Cu 128 47 Ag 144 79 Au 144 111 Uuu
30 Zn 137 48 Cd 152 80 Hg 155 112 Uub
5 B 88 13 Al 143 31 Ga 153 49 In 167 81 Tl 171 113 Uut
6 C 77 14 Si 118 32 Ge 122 50 Sn 158 82 Pb 175 114 Uuq
7 N 74 15 P 110 33 As 121 51 Sb 141 83 Bi 182 115 Uup
8 O 66 16 S 104 34 Se 119 52 Te 137 84 Po 167 116 Uuh
Serie de Lantánidos
58 Ce 183
59 Pr 183
60 Nd 182
61 Pm 181
62 Sm 180
63 Eu 204
64 Gd 180
65 Tb 178
66 Dy 177
67 Ho 177
68 Er 176
69 Tm 175
70 Yb 194
71 Lu 172
Serie de Actínicos
90 Th 180
91 Pa 161
92 U 138
93 Np 131
94 95 Pu Am 151 184
96 Cm 174
97 Bk 170
98 Cf 169
99 Es 203
100 Fm
101 Md
102 No
103 Lr
UNI 2014 - II
24
QUÍMICA
9 F 64 17 Cl 99 35 Br 114 53 I 133 85 At 117 Uus
2 He 128 10 Ne 18 Ar 174 36 Kr 54 Xe 218 86 Rn 118 Uuo
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Exigimos más! B.
Gráfica ra contra Z
03
Radio iónico (ri) Es el radio de un catión o de un anión.
Gráfica ra contra ri
1°periodo 2° 3° 4° p eri od o p er io do p er io do
m n o c i Li m ó t 01 A o i H d a R
Na
0
6° p eri od o
ra(pm)
Cs
Rb
Elementos Elementos de Transición Elementos de Transición de Transición
k
02
5° p er io do
250
At
250
200
antanoides
200 +
150
Li +
K
C
F
Ca
Rb
K
ri(pm)
100
+
Ca
150
Rb
F 100
+
20
30
40
50
60
70
80
90
50
Z
0 10 20 30 40 50 60
Número Atómico Z
l
Br
Cl
Na +
50 Li
10
l
Br
Cl
Na
I
Br
F Z
0 10 20 30 40 50 60
PAR A M ETAL ES AL CA LI NOS
PAR A H AL G EN OS
TABLA DE RADIOS IÓNICOS 1 IA
2 IIA
3 IIIB
4 IVB
5 B
6 IB
7 IIB
8
9 IIIB
10
11 IB
12 IIB
13 IIIA
14 IVA
15 A
16 IA
17 IIA
18 IIIA
Periodo 1 2 3 4 5 6 7
1 1H 154 3 1+ Li 58 11 1+ Na 102 19 1+ K 138 37 1+ Rb 149 55 1+ Cs 170 87 1+ Fr 180
2 He 4 2+ Be 27 12 2+ Mg 72 20 21 2+ 3+ Ca Sc 100 83 38 39 2+ 3+ Sr Y 116 106 56 57 * 2+ 3+ Ba La 136 122 88 89 * 2+ 3+ Ra Ac 152 118
58
Serie de 3+ Ce Lantánidos Serie de Actínidos
107 90 3+ Th 101
22 4+ Ti 69 40 4+ Zr 87 72 4+ Hf 84 104 4+ Rf 67
59 3+ Pr 106 91 3+ Pa 113
23 4+ V 61 41 4+ Nb 74 73 4+ Ta 68 105 4+ Db 68
60 3+ Nd 104 92 3+ U 103
24 2+ Cr 84 42 2+ Mo 92 74 4+ W 68 106 5+ Sg 86
61 3+ Pm 106 93 3+ Np 110
25 4+ Mn 52 43 4+ Tc 72 75 4+ Re 72 107 5+ Bh 83
26 3+ Fe 67 44 3+ Ru 77 76 3+ Os 81 108 4+ Hs 80
27 2+ Co 82 45 2+ Rh 86 77 2+ Ir 89 109 3+ Mt 83
62 63 3+ 3+ Sm Eu 100 98 94 95 3+ 3+ Pu Am 108 107
28 29 2+ 1+ Ni Cu 78 96 46 47 2+ 1+ Pd Ag 86 113 78 79 2+ 1+ Pt Au 85 137 110 111 Uun Uuu
64 3+ Gd 97 96 3+ Cm 99
Cambios de tamaño cuando el Li reacciona con el F para formar LiF.
65 3+ Tb 93 97 3+ Bk 98
30 2+ Zn 83 48 2+ Cd 103 80 2+ Hg 112 112 Uub
66 3+ Dy 91 98 3+ Cf 98
5 3+ B 12 13 3+ Al 53 31 3+ Ga 62 49 3+ In 72 81 3+ Tl 88 113 Uut
6 7 43C N 260 171 14 15 4+ 3Si P 26 212 32 33 2+ 3Ge As 90 222 50 51 2+ 3Sn Sb 93 245 82 83 2+ 3+ Pb Bi 132 96 114 115 Uuq Uup
67 3+ Ho 89 99 3+ Es 98
68 3+ Er 89 100 3+ Fm 91
(Na +)
•
70 3+ Yb 86 102 3+ No 95
>r
(Na 2+)
10 Ne 18 Ar 36 1+ Kr 169 54 1+ Xe 190 86 Rn 118 Uuo
71 3+ Lu 85 103 3+ Lr 88
> .....
Un átomo al ganar más electrones, su radio será cada vez mayor. Ejemplo:
Observaciones:
r(N) < r
(N−)
Un átomo al perder más electrones, su radio será cada vez menor.
UNI 2014 - II
69 3+ Tm 94 101 3+ Md 90
9 1F 133 17 1Cl 181 35 1Br 196 53 1I 220 85 1 At 227 117 Uus
Ejemplo: r(Na) > r
•
8 2O 140 16 2S 184 34 2Se 198 52 2Te 221 84 2Po 230 116 Uuh
25
(N2 −)
(N3 −)
QUÍMICA
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Exigimos más! C.
Ejemplo:
Energía de ionización o potencial de ionización (EI o PI)
Es la mínima energía que debe ganar un átomo aislado gaseoso (neutral o iónico) para perder un e – y transformarse, en un catión así podemos tener, 1a EI; 2a EI; 3 a EI; etcétera. La EI se expresa en electrones Volt/átomo o kcal/mol o kj/mol.
Na(g) + 495, 9
•
++ + 4560 Na(g)
kJ ++ → Na(g) + 1e − mol
•
++ + 6900 Na(g)
kJ ++ + → Na(g) + mol
Ejemplo:
∴ Para
ra + + oM − M(g) + 1ra El − 1e → M(g) (g) + 1 El → M(g) + 1e
kJ + → Na(g) + 1e− mol
•
todo elemento: 1a EI < 2a EI < ... 3a EI < ...
TABLA DE ENERGIAS POTENCIALES O DE IONIZACION DE LOS ELEMENTOS Grupo
1 IA
2 IIA
3 IIIB
4 IVB
5 B
6 IB
7 IIB
8
9 IIIB
10
11 IB
12 IIB
13 IIIA
14 IVA
15 A
16 IA
17 IIA
18 IIIA
Periodo 1 2 3 4 5 6 7
H 1312 Li 520.2 Na 495.8 K 418.8 Rb 403.0 Cs 375.7 Fr 380
Be 899.5 Mg 737.7 Ca 589.8 Sr 549.5 Ba 502.9 Ra 509.3
Sc Ti V Cr 633.1 658.8 650.9 652.9 Y Zr Nb Mo 600 640.1 652.1 684.3 La Hf Ta W 523.5 658.5 761 770 Ac Ku Ha Nt
Mn 717.3 Tc 702 Re 760 Gp
Fe 762.5 Ru 710.2 Os 840 Hr
Co 760.4 Rh 719.7 Ir 880 Wl
B C N O F 800.6 1086.5 1402.3 1313.9 1681.0 Al Si P S Cl 577.5 786.5 1011.8 999.6 1251.2 Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 737.1 745.5 906.4 578.8 762 947.0 941.0 1139.9 Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 804.4 731.0 867.8 558.3 708.6 834 869.3 1008.4 Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 870 890.1 1007.1 589.4 715.6 703 812.1 920 Mv Pl Da Tf Eo Me Nc El
He 2372.3 Ne 2080.7 Ar 1520.6 Kr 1350.8 Xe 1170.4 Rn 1037 On
Tabla periódica del primer potencial de ionización, en kJ/mol Grafica 1a El contra Z
D.
Afinidad electrónica o electroafinidad (EA)
Es el cambio de energía cuando un átomo (aislado) gaseoso en el estado fundamental, gana un electrón para convertirse en anión. La EA es difícil de medir y no se conocen valores exactos de todos los elementos (algunos se calcularon teóricamente). − x (g) + e − − EA → x (g) ó x (g) + 1e → x(g) + EA
La EA es negativa cuando se libera energía y cuando más negativa sea la EA, mayor será la tendencia del átomo a aceptar un e –. Los metales alcalinos terreos y gases nobles no tienen tendencia a aceptar electrón por lo que su EA es positiva.
Observaciones: • Los gases nobles poseen la más alta EI. • En un grupo: a < Z ⇒ < EI • En un periodo : a > Z ⇒ > EI
UNI 2014 - II
26
QUÍMICA
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Exigimos más!
TABLA DE AFINIDADES ELECTRONICAS Grupo
1 IA
2 IIA
3 IIIB
4 IVB
5 VB
6 VIB
7 VIIB
8
9 VIIIB
10
11 IB
12 IIB
13 IIIA
14 IVA
15 VA
16 VIA
17 VIIA
18 VIIIA
F -328 Cl -349 Br -325 I -295 At -270 Uus
He 21 Ne 29 Ar 35 Kr 39 Xe 41 Rn 41 Uuo
Periodo H -73 Li -60 Na -53 K -48 Rb -47 Cs -45 Fr -44
1 2 3 4 5 6 7
Be 19 Mg 19 Ca 10 Sr Ba
Sc -18 Y -30 Lu
Ti -8 Zr -41 Hf
Ra
Lr
Rf
V -51 Nb -86 Ta -31 Db
Cr -64 Mo -72 W -79 Sg
Mn Tc -53 Re -14 Bh
Fe -16 Ru -101 Os -106 Hs
Co -64 Rh -110 Ir -151 Mt
Ni -112 Pd -54 Pt -205 Ds
Cu -118 Ag -126 Au -223 Rg
Zn 47 Cd 32 Hg 61 Cn
B -27 Al -43 Ga -29 In -29 Tl -20 Uut
C -122 Si -134 Ge -116 Sn -116 Pb -35 Fl
N 7 P -72 As -78 Sb -103 Bi -91 Uup
O -141 S -200 Se -195 Te -190 Po -183 Lv
Tabla periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol
Observaciones
Gráfica EA contra Z
•
Los halógenos liberan más energía que todos.
•
En un grupo: a > Z Þ < EA
•
En un período: a > Z Þ > EA
TABLA DE ELECTRONEGATIVIDADES DE LOS ELEMENTOS Grupo
1 2 3 IA IIA IIB
4 IVB
5 VB
6 7 VIB VIIB
8
9 10 VIIIB
11 IB
12 13 14 15 16 17 18 IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Período 1 2 3 4 5 6 7
H 2.1 Li 1.0 Na 0.9 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Fr 0.7
He Be 1.5 Mg 1.2 Ca 1.0 Sr 1.0 Ba 0.9 Ra 0.7
Sc 1.3 Y 1.2 Lu Lr
Ti 1.5 Zr 1.4 Hf 1.3 Rf
V 1.6 Nb 1.6 Ta 1.5 Db
Cr 1.6 Mo 1.8 W 1.7 Sg
Mn 1.5 Tc 1.9 Re 1.9 Bh
Fe 1.8 Ru 2.2 Os 2.2 Hs
Co 1.9 Rh 2.2 Ir 2.2 Mt
Ni Cu 1.8 1.9 Pd Ag 2.2 1.9 Pt Au 2.2 2.4 Ds Rg
Zn 1.6 Cd 1.7 Hg 1.9 Cn
B 2.0 Al 1.5 Ga 1.6 In 1.7 Tl 1.8 Uut
C 2.5 Si 1.8 Ge 1.8 Sn 1.8 Pb 1.9 Fl
N 3.0 P 2.1 As 2.0 Sb 1.9 Bi 1.9 Uup
O 3.5 S 2.5 Se 2.4 Te 2.1 Po 2.0 Lv
Tabla periódica de la electronegatividad usando la escala de Pauling.
UNI 2014 - II
27
QUÍMICA
F 4.0 Cl 3.0 Br 2.8 I 2.5 At 2.2 Uus
Ne Ar Kr Xe Rn Uuo
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Exigimos más! E.
Electronegatividad (EN)
Es la habilidad (fuerza relativa) de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico; en un enlace químico, el átomo más electronegativo jalará con más fuerza a los electrones de un enlace. Linus Pauling desarrollo un método para hallar la EN de la mayoría de los elementos, ello lo podemos observar en la tabla de la siguiente página. Gráfica EN contra Z
Observaciones sobre la EN
•
Predice el tipo de enlace con bastante exactitud.
•
Forman compuestos iónicos cuando son grandes diferentes de EN.
•
El elemento menos EN cede su electrón (o electrones) al elemento más EN.
•
Los elementos con pequeñas diferencias de EN forman enlaces covalentes.
UNI 2014 - II
28
QUÍMICA
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Exigimos más!
problemas
resueltos
III. Verdadero
Problema 1
de Moseley se debe recordar que: "las propiedades de los elementos son función periódica de su número atómico".
Se dan los siguientes elementos con
sus números atómicos 9F,
17 C
y
19K.
Indique cuales de las siguientes pro-
Respuesta: B) La información II es suficiente
posiciones son verdaderas: I.
Los elementos F y K pertenecen al mismo periodo.
II. La electronegatividad del elemento F es menor que la del C . III. El radio atómico del K es mayor que la del F. UNI 2010-II
A ) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E ) II y III
Problema 3 Indique a qué grupo y periodo de la En dirección de la flecha aumenta tabla Periódica Modena pertenece un elemento que tiene un número atóel radio atómico: mico igual a 27. UNI 2011-I to RA(K) > RA(F) A ) 4. periodo, Grupo III A B) 3.er periodo, Grupo VIII A to Respuesta: C) Solo II C) 4. periodo, Grupo VIII B D) 5.to periodo, Grupo I A E) 3.er periodo, Grupo III B Problema 2 Para poder determinar la identidad de
Resolución:
Ubicación de incógnita Verdadero - falso Análisis de los datos o gráficos I. Falso
un elemento, se cuenta con la siguiente información: I.
Número de masa
II. Número atómico UNI 2010-II Análisis de los datos o gráficos Se tiene el número atómico del eleSe puede decir que: mento Z = 27. A ) La info rmación I es suficiente.
B) La información II es suficiente. C) Es necesario utilizar ambas informaciones. D) Cada una de las informaciones, por separado, es suficiente. E) Las informaciones dadas son insufi-
II. Falso
cientes. Resolución:
Ubicación de incógnita A partir de la ley periódica actual.
En dirección de la flecha aumenta la electronegatividad.
Resolución: Ubicación de incógnita Se pide el grupo y periodo de un elemento.
Análisis de los dat os o gráficos I.
Número de masa (A) =
Operación del problema Hacemos la configuración electrónica Z = 27:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 23d7 < > [Ar]4s 23d 7 Conclusión y respuesta El periodo se determina ubicando el máximo nivel en la configuración electrónica. ∴el periodo es el 4to. El número del grupo corresponde al elemento de transición cuya configuración termina en d7 este corresponde al grupo VIIIB.
Nº de p+ + Nº de n II. Número atómico (Z) = Nº de p+ Operación del problema
Método práctico Periodo = 4.to Z = 27 > [Ar] 4s2 3d7 > Grupo = VIIIB
El número atómico (Z) es el valor que identifica a que elemento químico per-
Respuesta: C) 4 to periodo,
tenecen los átomos. A partir de la ley
UNI 2014 - II
29
Grupo VIII B
QUÍMICA
QUÍMICA
ENLACE QUÍMICO DESARROLLO DEL TEMA ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICO
•
Kernel
Es la fuerza de atracción electromagnética, pero más acen-
Es todo lo que queda de un átomo al no tomar en
tuada en la atracción eléctrica, entre 2 o más átomos que
cuenta su última capa; los e de la última capa se
resulta como consecuencia de la transferencia o compar-
denotan con puntos.
tición mutua de uno o más pares de e , entre los átomos participantes. Este tipo de enlace define las propiedades
•
Valencia
químicas de la sustancia, como: la clase de sustancia,
Es la capacidad de saturación con la que un elemento
valencia(s) del elemento, forma geométrica de la estructu-
se enfrenta a otro para cumplir con el octeto de Lewis.
ra, además estabiliza la estructura de la nueva sustancia
La valencia no tiene signo, simplemente es el número
liberando energía en su conformación; osea los átomos li-
que indica cuántos electrones debe ganar o perder el
bres poseen mayor energía que los átomos unidos por en-
elemento antes de que se sature.
laces. • CARACTERISTICAS GENERALES: 1. Son fuerzas de naturaleza electromagnética, pero más acentuado en la fuerza eléctrica 2. Intervienen los electrones más externos o de valencia y de estos los primeros en enlazarse son los que están desapareados 3. La electronegatividad influye en la formación del enlace entre los atomos. 4. Los átomos conservan su identidad porque la estructura e sus núcleos no se alteran. Aunque genera sustancias con propiedades diferentes. 5. Los átomos adquieren un estado energético más estable, debido a que disminuye su energía potencial. 6. Se generan cambios energéticos. •
Octeto de Lewis
Carga iónica Es el estado que adopta un átomo cuando ha perdido o ganado electrones (catión o anión). Ejemplo:
5 1s2, 2s2, 2p 12Mg: Núcleo, Kernel
⇒
Mg2 +
⇒
,
.. Mg
⇒
Valencia = 2 Carga=0
catión
Valencia = 0 Carga=2+
1s2 8 O : Núcleo, Kernel
⇒
,
"Todo átomo, al formar un enlace químico, adquiere, pierde o comparte tantos electrones hasta alcanzar la
⇒
configuración electrónica de un gas noble: (ns2; np6), es decir cada átomo debe poseer 8 e , en su última capa". etcétera.
UNI 2014 - II
anión
2 6 leo, 1s , 2 s2, 2 p 18 Ar: Núc Kernel
Excepto algunos elementos como: 1H, 2He, 3Li, 4Be, 5B,
⇒
30
, 3s2 3px py pz ,
QUÍMICA
⇒
ENLACE QUÍMICO
Exigimos más! OCTETO INCOMPLETO Hay algunos elementos que necesitan menos de ocho electrones en el ultimo nivel para ser estables, por ejemplo: • El H y el He se estabilizan con 2 electrones • El Be y el Hg se estabilizan con 4 electrones • El B y el Al se estabilizan con 6 electrones
Ejemplo: Hacer el diagrama de Lewis del: P (Z=15): 1s 2 2s 22p 63s 23p 3 , se observa que tiene 5 electrones de valencia, por lo tanto su diagrama de Lewis en estado basal será: P B(Z=5): 1s 2s 2p , se observa que tiene 3 electrones de valencia, por lo tanto su diagrama de Lewis en estado basal será: 2
Ejemplo Estructura del BF3:
2
1
B
F
Observar que el diagrama de Lewis en estado basal indica la cantidad de electrones apareados y desapareados en el último nivel que señala la configuración electrónica
B F
F
A.
Se observa que el Boro es estable con seis electrones en su ultimo nivel OCTETO EXPANDIDO Los elementos no metálicos del tercer periodo en adelante cumplen la regla del octeto pero también pueden estabilizarse con más de ocho electrones en algún compuesto donde se encuentre, por ejemplo: • El fósforo puede estabilizarse con 8 o 10 electrones • El azufre puede estabilizarse con 8, 10 o 12 electrones • El cloro, bromo y yodo pueden ser estables con 8, 10, 12 o 14 • El xenón puede ser estable con 8, 10, 12, 14 o 16 Ejemplo: PCl3
PCl5
Son 3: Iónico, metálico y covalente. 1. Enlace iónico o electrovalente Es la atracción electrostática entre 2 iones de-bido a la transferencia de e del metal al no metal posiblemente, siempre que la ∆EN ≥ 1,7. 7. Ejemplos: •
IA: Na
•
VIIA:
val = 1;
EN(Cl) = 3,0
→
val = 1;
EN(Na) = 0,9
Atomicidad = 1 + 1 = 2
Cl
P
→
Unidad fórmula = NaCl
∴ El
Cl Cl
Clases de enlace interatómico
∆EN =
2,1
enlace es iónico ⇒
P Cl
Cl
Cl
Cl
Ejemplo:
Cl
• IA: K → val = 1; EN (N) = 3,04 Unidad fórmula = K 3 N
Se observa que el fosforo en el PCl3 cumple la regla del octeto pero en el PCl5 llega a ser estable con 10 electrones en su último nivel
• VA:
DIAGRAMA DE LEWIS: Consiste en abreviar la configuración electrónica de los elementos representativos, graficando alrededor de su símbolo químico los electrones del último nivel, los cuales se pueden representar con los siguientes símbolos «·, x, -, ....» . Recordar que el número del grupo en la tabla periódica coincide con la cantidad de electrones de valencia. GRUPO I
IA
E
E
E
E
E
E
E
E
ESTADO BASAL
E
E
E
ESTADO HIBRIDIZADO
E
E
E E
UNI 2014 - II
val = 3; EN (K) = 0,82 Atomicidad =
3+1=4 ∆EN = ∴
2,22
El enlace es iónico. ⇒
IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA E
→
o también: 3K +
Características de un compuesto iónico • Generalmente existen en estado sólido. • Su mínima porción es la celda cristalina unitaria, no presentan moléculas. 31
QUÍMICA
ENLACE QUÍMICO
Exigimos más! Ejemplo:
Celda Unitaria Es el cubo más simple con iones Na+ y C en forma alternada.
C Na+ SAL (NaC )
•
En la naturaleza son sólidos.
•
Poseen alto punto de fusión y ebullición.
•
Son duros y frágiles.
•
El CaO presenta mayor Tebullición que el NaC.
•
En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero cuando están fundidos o disueltos en agua sí son buenos conductores.
• B.
Su mínima porción es la celda cristalina unitaria.
Enlace metálico
Es la fuerza de atracción entre la nube electrónica circundante y los cationes metálicos sumergidos en el océano de electrones. Ejemplo:
Característica de una sustancia metálica •
Son relativamente blandos, pero tenaces.
•
Temperatura de fusión y ebullición variables.
•
Excelentes conductores del calor y electricidad.
•
La mayoría son dúctiles y maleables.
•
Todo metal es muy electropositivo (puede perder fácilmente electrones).
•
Todos son sólidos (excepto el Hg).
•
Su mínima porción es la celda cristalina unitaria y no la molécula.
UNI 2014 - II
32
QUÍMICA
ENLACE QUÍMICO
Exigimos más!
problemas
resueltos
Problema 1 Ordene los siguientes enlaces en orden creciente de sus porcentajes de carácter iónico. I. Li - Cl II. Na - Cl III. B - Cl IV. C - Cl Datos: Elemento
Li
B
C
Na
Z
3
5
6
11
UNI 1996-II Nivel Intermedio
A ) B) C) D) E)
I, II, III, IV II, I, III, II, IV IV III, III, IV, I, I, II II III, III, IV, IV, II, II, I IV, III III,, I, I, II II
C – Cl < B – Cl < Li – Cl < Na Na – C IV <
<
III
<
I
Problema 3 Indique la estructura correcta del CaCl2
II
Datos: Z: Ca=20, Cl=17
Respuesta: B) IV, IV, III, I, II
Problema 2 ¿Cuál de las siguientes alternativas presenta el enlace con mayor carácter iónico?
2+ Cl A ) Ca
Elemento
C
S
N
O
F
A ) N – O D) O – F
2,5 2,5 3,0 3,5 4,0
B C
Aumenta Aume nta la EN
El orden decreciente de la EN de los siguientes elementos es:
Entonces a mayor EN de un elemento, menor será la diferencia de electronegatividad (EN) respecto al cloro, y menor resulta el porcentaje de caracter iónico.
UNI 2014 - II
E)
Ca2+ Cl
2–
1– 2 Cl
Ca
Resolución: El mayor carácter iónico está dado por la mayor diferencia de electronegatividad N– O 3,5 S–F
B) 2,5 4,0 C–O C) 2,5 3,5 O–F
D) 3,5 4,0 C > B > Li > Na
C) C – O UNI 1999-II Nivel Fácil
A ) 3
Na
B) S – F E) C – N
1–
C) Ca2+2 Cl D) Ca2+ Cl
Li
1–
B) 2Ca2+ Cl
Datos:
EN
Resolución: Según la variación de la electronegatividad (EN) en la TPM.
1–
C–N
E) 2,5 3,0
∆EN
= 3,5 – 3,0 = 0,5
∆EN
= 4,0 – 2,5 = 1,5
Entonces el Ca como es metal perderá 2 electrones, quedando: Ca2+ Y en Cl por ser no metal ganará un electrón, quedando: Cl
∆EN
= 3,5 – 2,5 = 1,0
∆EN
= 4,0 – 3,5 = 0,5
∆EN
= 3,0 – 2,5 = 0,5
Entonces la > ∆EN , se da en el enlace: S–F Respuesta: B) S S – F
33
1–
Se unen estos iones: Ca2+ Cl
1–
Finalmente se neutraliza las cargas:
Ca2+ 2 Cl
1–
Respuesta: C) Ca2+ 2 Cl
QUÍMICA
1–
QUÍMICA
ENL ENLACE COV COVALENTE ALENTE DESARROLLO DEL TEMA Por lo general es la atracción entre 2 átomos, en lo posible no metálicos debido a la compartición mutua de un o o más pares de electrones entre los participantes, este enlace ocurre siempre que la ∆EN < 1,7.. Existen 2 clases: normal y coordinado. En la formación del enlace covalente ocurre un traslape de orbitales atómicos, es decir una superposición máxima de orbitales atómicos.
4.
5.
6.
Características del enlace covalente: covalente : a) Se forma forma gener generalm alment ente e entre entre no metale metaless b) También ambién se puede puede formar formar con con los metales metales;; Be, Hg y Al, Al, con los no metales de electronegatividad no muy alta ni muy baja, como el cloro (BeCl2, HgCl2 y AlCl3) c) Se produce produce por compa compartici rtición ón de pares pares de electro electrones nes d) Ocurre Ocurre trasla traslape pe de orbit orbitales ales atómicos atómicos e) Se conside considera ra que que el enlace enlace es predomi predominante nantement mente e covalente cuando la diferencia de electronegatividades de los no metales que se unen es menor que 1,7
8.
O H O S
O
H
O
II. TIPOS TIPOS DE DE ENLACES ENLACES COV COVALENT ALENTES ES
I. ESTR ESTRUC UCTU TURA RAS S DE LEWI LEWIS S Para hacer la estructura de Lewis de una molécula, se procede de la siguiente manera: 1. Se determina determina el el número de electro electrones nes de valenc valencia ia total de los átomos de cada elemento. 2. Como los electrones se distribuye distribuyen n alrededor alrededor de un átomo en pares, la mitad de estos electrones indica la cantidad de pares de electrones que se van a distribuir en toda la molécula 3. Luego se distribuye distribuye a los átomos de de la molécula molécula de la forma más s imétrica posible, para esto se coloca UNI 2014 - II
7.
un átomo central, generalmente este átomo es el que está en menor cantidad atómica (el hidrogeno nunca es átomo central), pero también hay otras formas de determinar al átomo central. Si hay oxigeno oxigeno se colocan colocan alrededor alrededor del átomo átomo central y si hay hidrogeno estos generalmente van unidos a los oxígenos. En lo posible átomos de un mismo elemento no deben estar juntos Luego se colocan colocan los pares pares de electrones electrones comenzando por los de enlace y luego por los átomos que están en el entorno del átomo central Luego se verifica si cada átomo cumple la regla regla del octeto (los que la cumplen), en caso que haya un átomo que no cumple la regla del octeto, se saca uno o más pares de electrones no enlzantes (par libre) del átomo que tenga más pares libres, y se pone como enlace. En caso de que que al distribui distribuirr los pares pares de electrone electroness sobren uno o más pares estos se colocan en el átomo central como par libre. En el caso caso de un ion ion a la suma suma de elec electrone troness de valencia se le agrega o quita los electrones que gana o pierde, respectivamente, la especie. Ejemplo, hacer la estructura del H2SO4
34
3. Por el número de pares de electrones compartidos a. Sim ple b. Doble A-B A=B σ
σ – π
c. Tr Triple A ≡ B σ y 2π
2. Por el sentido de aportación aportación de los electrones electrones a. Enlace Covalente Normal: Ocurre cuando cada átomo aporta electrones para el enlace. QUÍMICA
ENLACE COVALENTE
Exigimos más!
• Present Presentaa 2 enlaces enlaces covalent covalentes: es: norma normales les po-la po-lares res
b. Enlace Covalente Covalente Coordinad Coordinado o o Dativo: Dativo: Ourre cuando sólo uno de los átomos aporta el par de electrones a compartir. Observación: En moléculas neutras el enlace dativo lo forma generalmente el oxígeno de la forma:
y simples (2 σ ).
• Presen Presenta ta 8 orbita orbitales les soli solitar tarios ios o 8 pares pares de electrones libres.
• Unid Unidad ad fórm fórmul ulaa = C 2O. • Atom Atomic icid idaad = 3. 3. • Tiene 20 e de valencia.
En el caso de iones, para saber si hay dativos se tiene que comprobar cada enlace con los eletrones de valencia de cada elemento. Ejemplo: Hacer la estructura del NH41+ y del H 3O1+ 1+
H H
N H
2.
B. Enlace Enlace covalente covalente apolar apolar Se da entre no metales tal que la ∆ EN = 0 y ello ocurre entre no metales del mismo elemento, el o los pares de e – se comparten equitativamente. Ejemplo:
H
H
• VIIA:
O H
F
F
⇒
F
F
⇒
F2
hay hay un enla enlace ce simp simple le
H
• V IA :
Por Por la la polari polaridad dad del del enl enlac ace e a. Enlace Enlace Coval Covalent ente e Polar: Polar: Se dá entre no metales de diferentes elementos. Existe una desigual compartición de los electrones b. Enlace Enlace Cova Covalen lente te Apolar: Apolar: Se dá entre átomos del mismo no metal. Existe una equitativa compartición de los electrones Hacer la estructura de Lewis de los siguientes especies y determinar: a) El número número de de enlaces enlaces sigma sigma y pi b) Número Número de enlaces enlaces dativ dativos os c) Número Número de enlace enlacess polares polares y apolar apolares es
O
O
⇒
O
O
⇒ O2
⇒
N2
hay hay un enla enlace ce dobl doble e
• VA :
N
N
⇒
N
N
hay hay un enla enlace ce trip triple le
IV. ENLACE COV COVALENTE COORDINADO COORDINADO O DATIVO Es aquel enlace donde sólo uno de los átomos (dador) aporta el total de e− a compartirse y el otro simplemente los acepta (aceptor) para que ello ocurra se deben seguir las siguientes indicaciones.
• Recordar Recordar el orden orden del grupo de cada cada elemento elemento.. • La dispo disposic sición ión de los átomos átomos y e− de la estructura debe ser lo más simétrico posible.
1 ) HClO4 2) HCN 3 ) S O3
4) O3 5 ) H2CO3 6) H3PO4
7) P2O5 8 ) NH3 9 ) NH4 1+
• El "H" "H" jamás jamás va en el medio medio de 2 element elementos, os, siemsiem-
10) XeF4 11) BF3 12) SF6
pre va en una esquina y por lo general pe-gado al oxígeno.
• Átomos Átomos de la misma misma natural naturaleza eza en en lo posib posible le no
III. ENLACE COV COVALENTE ALENTE NORMAL NORMAL
•
−
Resulta cuando del total de e compartidos, cada átomo aporta la mitad, a su vez puede ser de 2 clases:
deben estar juntos. En lo posi posibl blee los los e – libres de un átomo intermedio colocables a un sólo lado, no entre enlaces.
Ejemplos: Hallar la estructura de Lewis.
A. Enlace covalente covalente polar Se da entre no metales de diferente naturaleza siempre que la ∆EN ≠ 0, el o los pares de e – se comparten por desigual, es atraido mejor por el no metal más electronegativo.
O
O
•
H C O 4
O
⇒
C O O
H
O
⇒
H
O
VIA VIIA IA
Ejemplo: Pero:
O
C
Conclusiones: –
• VIIA:
EN (O) → val = 1; EN
• VIA:
→ val = 2; EN ( C) = 3,16 _____________ _____________
= 3,44
Hay 5 enlace enlacess - 2 normalespolar normalespolares es cova covale lent ntes es coordi dina nado doso so dativ ativos os - 3 coor
– Hay 11 orbitales o rbitales libres. – Hay 32 e de valenc ia. – Todos los enlaces son simples (5 σ ).
∆ EN = 0,28 ≠ 0
• ⇒
O3
⇒
O O
UNI 2014 - II
35
O
⇒
σ
O
O
σ
π
QUÍMICA
O
ENLACE COVALENTE
Exigimos más! Conclusiones:
enlaces - 1 Normal apolar doble doble – Hay 2 enlaces cova ovalent lentes es - 1 Coord ordina inado – Hay 6 orbitales solitarios solitar ios o 6 pares de electrones antienlazantes. – Hay 18 e – de valencia. En la disociación o ruptura de enlace hay ab-sorción de energía.
– Hay 2 enlaces sigma ( σ ) y un enlace pi ( π ).
B. Longitu Longitud d de enlac enlace e (L) Características de una sustancia covalente
Es la distancia promedio de separación entre los núcleos de dos átomos enlazados en una mólecula.
• La mayor mayoría ía de ellos presentan presentan como mínima mínima porción porción a la molécula.
Variación
• En su estructu estructura ra por por lo genera generall hay puros puros no
• La longit longitud ud de enlace enlace varía varía en relaci relación ón direct directaa
metales.
con el número atómico.
• Las susta sustancia nciass molecula moleculares res prese presenta ntann bajo punto punto
• A mayor mayor unión unión química, química, menor menor longitud longitud de enlace. enlace.
de fusión y ebullición.
• A menor menor longit longitud ud de de enlace enlace,, mayor mayor es la la enerener-
• Son malos malos conduct conductore oress del calor calor y la electrici electricidad. dad.
gía de disociación.
• Pueden Pueden encont encontrar rarse se en estado estado sólido, sólido, líquido líquido y gaseoso, a condiciones ambientales.
Ejemplo:
• Por lo lo genera generall la mayor mayoría ía de de sólidos sólidos son bland blandos os y frágiles.
• Hay más sustancias sustancias covalente covalentess qque ue iónicos. iónicos.
III. PARÁMETROS PARÁMETROS DEL DEL ENLACE ENLACE COVALENTE ALENTE A. Energía de enlace (E)
C. Ángulo Ángulo de de enlac enlace e (α )
Es la energía que se requiere para romper una unió n o enlace covalente, o como la que se libera cuando se forma un enlace covalente, generalmente expresada en función de una mol de enlaces.
Es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los núcleos de un átomo central enlazados a otros dos átomos.
Curva de energía potencial para el hidrógeno
Ejemplo: En el agua (H 2O).
L = 96 pm
α
H
H = 104,5º
α
UNI 2014 - II
36
QUÍMICA
ENLACE COVALENTE
Exigimos más!
problemas
resueltos
Problema 1 ¿Cuáles de las siguientes estructuras de Lewis son correctas?
Problema 2
Indique la alternativa que contiene la
Problema 3 ¿Cuáles de las siguientes proposiciones
I.
secuencia correcta después de determinar si las proposiciones son verda-
son correctas?
II.
deras (V) o falsas (F). I. Las Las propi propied edad ades es de de las las sust sustanc ancias ias
I. El enlace A – C es apo a pola lar. r.. II. El enla enlace ce H – C es más polar que
no están influenciadas por las diferencias de electronegatividad entre sus átomos constitutivos.
el enlace K – C . III. III. El enlac enlacee K – C tiene mayor carácter
III) Datos, Número atómico: H = 1, C = 6, N = 7, O = 8 UNI 2011-I
A) A ) Solo I C) Solo III E ) I y III
B) Solo II D) II y III
Resolución: Ubicación de incógnita Hacer las estructuras de compuestos covalentes.
Análisis d e los datos o gráficos grá ficos
I.
III.
con enlace es polares poseen una carga parcial negativa y otros una carga parcial positiva.
III. III. En el ion amon amonio io (NH+4 ) hay un enlace covalente coordinado que es más polar que los otros. UNI 2011-I
A) A ) FFF D) V F V
B) FVF E ) VFF
C) FV V
iónico que el enlace A – C. Datos: Z: H = 1, A = 13, C = 17, K = 19 UNI 2011-II
A) A ) B) C) D) E)
Solo I Solo II Solo II III I y II II y III
Resolución:
Ubicación de incógnita Comparación de los tipos de enlace quí-
Resolución:
mico. El carbono debe formar cuatro enlaces.
II.
II. II. Algun Algunos os átomos átomos en una una molécu molécula la
Ubicación de incógnita
Veracidad o falsedad
De acuerdo al tipo de elemento (me-
Es correcto Es correcto
Operación del problema
La estructura en I debe ser La estructura en II es correcta. La estructura en III es correcta. Conclusión y respuesta Se debe comprobar que en todas las estructuras estables el C, O y N deben cumplir la regla del octeto y que el carbono debe formar 4 enlaces. ∴ Las estructuras II y III son correctas. Respuesta: D) II II y III
UNI 2014 - II
Análisis de los dat os o gráficos
Operación del problema
tal, no metal) comparamos la polari-
I. Falso: also: Las Las prop propie ieda dade dess de las sussus-
dad del enlace.
tancias así como la temperatura temperatura de ebullición de algunos compuestos iónicos dependen de su fuerza de atracción entre sus átomos.
II. Verdad Verdadero: ero: Las molécu moléculas las con con enlaces polares poseen átomos con cargas parciales los cuales forman un dipolo.
III. III. Falso: Falso: La polaridad polaridad de un enlace enlace se mide por la diferencia de electronegatividad de los átomos de los elementos químicos. Respuesta: B) FVF FVF
37
Operación del problema
I. A – C constituye un enlace polar II. H – C es polar; pero K – C es iónico
III. III. K – C (∆EN = 2, 2) tiene mayor caráct rácter er ióni iónico co que que A – C (∆EN = 1, 5). Conclusión y respuesta
I. Falso II. Falso III. III. Verda Verdader deroo Respuesta: C) Solo III
QUÍMICA
QUÍMICA
HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR DESARROLLO DEL TEMA I. HIBRIDACIÓN: SP, SP2, SP3
B. Analizando según la hibridación
Es aquel fenómeno químico mediante el cual dos orbitales puros diferentes de un mismo nivel se combinan para generar 2 o más orbitales híbridos de la misma forma, misma longitud, misma energía y mismas posibilidades para poder saturarse.
1. Hibridación "sp3"
Resulta de la combinación de un orbital "s" con 3 orbitales "p" puros generándose 4 nuevos orbitales híbridos sp 3 .
Ejemplos:
• Para el carbono ( 6C) en el CH 4.
1. Sean 2 orbitales puros: 2 orbitales híbridos 2sp 2px
2s
2sp
2. Sean 3 orbitales puros: 3 orbitales híbridos
2px
2sp 2 2sp 2 2sp 2
2s
2py
A. Analizando según Lewis
Para el carbono en su estado basal, normal o fundamental (Z = 6).
6
⇒
C: Núcleo;1s
2s
pz
2px py
Forma general: AB 4
Su estructura sería así: Z
Conclusiones:
C H H
UNI 2014 - II
– El "C" está híbrido en sp3 y tiene 4 orbitales híbridos. – Tiene 4 enlaces σ . – Ángulo de enlace: 109º 28’ – No presenta ningún orbital solitario. – Presenta forma tetraédrica.
H
H En realidad esta molécula , lo que existe es el CH 4
38
QUÍMICA
HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR
Exigimos más!
• Para el nitrógeno ( 7N) en el NH 3.
N
N
H H
• Para el boro ( 5B) en el BH 3.
H 107º
H
H H
Forma General: AB 3
Conclusiones : – El “B” está híbrido en sp2 y tiene 3 orbitales híbridos. – Hay 3 enlaces σ . – Presenta forma triangular planar. – Ángulo de enlace: 120º.
Conclusiones:
– El "N" está híbrido en sp3, de los 4 orbitales híbridos, 3 son de enlace σ y 1 orbital solitario. – Ángulo de enlace: 107º. – Presenta forma piramidal triangular.
• Para el SnCl2 Sn
SnC 2
• Para el oxígeno ( 8O) en el H2O
C
C
Conclusiones:
• El Sn está híbrido en sp 2 y tiene 3 orbitales híbridos. • Hay 2 enlaces σ y 1 orbital solitario. • Forma angular. • Ángulo de enlace: 95º. • Para el carbono híbrido en sp 2 , en el C2H4
Conclusiones:
– El "O" está híbrido en sp3, de los 4 orbitales híbridos 2 son de enlace σ y dos son orbitales solitarios. – Ángulo de enlace: 104º30’ ≅ 104,5º. – Presenta forma angular.
– El "C" está híbrido en sp 2. – Cada carbono tiene 3 enlaces σ y 1 π . – El enlace σ es entre orbitales frontales y el enlace π es entre orbitales paralelos. – Ángulo de enlace: 120º. – El enlace σ es más fuerte que el enlace π .
2. Hibridación "sp2"
Resultado de la combinación de 1 orbital "s" y 2 orbitales "p" puros, generándose 3 nuevos orbitales híbridos sp2. UNI 2014 - II
39
QUÍMICA
HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR
Exigimos más! 3. Hibridación "sp"
Resulta de la combinación de 1 orbital "s" y 1 orbital "p" puro, generando 2 nuevos orbitales híbridos "sp". Ejemplo: • Para el berilio ( 4Be), en el BeH2
Conclusiones:
– – – –
Hay 5 enlaces σ . Hay 3 orbitales ecuatoriales y 2 axiales. Forma: bipiramidal triangular. Ángulo de enlace: α = 120° ; β = 180 °
Conclusiones:
• Hay 2 enlaces σ , ningún orbital solitario, el Be está híbrido en "sp". • Ángulo de enlace: 180º. • Presenta forma lineal. Conclusiones:
• Para el carbono híbrido en sp
– – – –
Hibridación sp3d. Forma balancín ó tetraedro irregular. Hay cuatro enlaces sigma y un orbital solitario. Ángulo de enlace α = 102º ; β = 177º.
Conclusiones:
– Hibridación sp3d; hay 3 enlaces sigma. – Forma de T; hay dos orbitales solitarios. – Ángulo de enlace: α = 83,5º. Conclusiones:
• Cada carbono tiene 2 enlaces σ (con orbitales híbridos sp) y 2 enlaces π (con orbitales "p" puros). • Ángulo de enlace: 180º. • Presenta forma lineal.
Conclusiones:
– Hibridación sp3d. – Forma lineal. – Ángulo de enlace:
4. Hibridación "sp3d"
Resulta de la unión de 1 orbital "s", 3 orbitales "p" y 1 orbital "d" puros para generar 5 nuevos orbitales híbridos sp 3d. • Para el 15P en el PCl 5. UNI 2014 - II
α=
180º.
5. Hibridación "sp3d2"
Resulta de la unión de un orbital "s", 3 orbitales "p" y 2 orbitales "d" puros, para formar 6 nuevos orbitales híbridos sp 3d2. 40
QUÍMICA
HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR
Exigimos más!
II. MOLÉCULA POLAR, APOLAR Y RESONANCIA
• Para el 16S en el SF 6.
A. Molécula polar
Resulta por lo general cuando la estructura molecular es asimétrica y cuando el átomo central (si lo hay) presenta electrones libres. En moléculas binarias, a mayor ∆ EN, el enlace se polariza más. Ejemplo:
F F
F
F
β
F
α
SF6 F
σ σ
F
F
σ
S
σ
σ
F σ F
H2O
Oδ + δ+ H Hδ
• H C
H – C
δ+
molécula polar (Di polo)
+
δ
δ
Dipolo natural
+
F
F
• O3
Conclusiones:
– – – – – –
El "S" está híbrido en sp 3d2. Hay 4 orbitales ecuatoriales y 2 axiales. Tiene forma octaédrica. Es una molécula apolar. Presenta 6 enlaces σ . Ángulo de enlace: α = 90º ; β = 180º .
Además se conoce que la E.N. (O = 3,5;C = 3,0; H = 2,1), entonces para: • H2O: DEN (H – O = 1,4) • HC: DEN (H – C = 0,9) • Polaridad de enlace: H2O > HC 1. Momento dipolar ( µ )
Mide el grado de polaridad del enlace, el sentido del vector va del átomo de menor a mayor. E.N. ( µ : ). µ =
En el S.C.G.S: q = 4,8 . 10−10 u.e.c. • Unidad del "u" es el Debye. • 1 Debye = 10−18 u.e.c. cm.
Conclusiones:
– – – –
q = carga del electrón (uec) = longitud de enlace (cm)
q.l
El " C " está híbrido en sp 3d2. Tiene forma piramidal cuadrada. Hay 5 enlaces σ y 1 orbital solitario. Ángulo de enlace: Hay 4 ángulos de α = 87º.
Ejemplo: O
H H
µ
+
H C
+
µ
B. Molécula apolar
Resulta cuando la estructura molecular es simétrica y/o cuando el átomo central no presenta electrones libres.
Conclusiones:
– El Xe está híbrido en sp 3d2. – Tiene forma cuadrada planar. – Presenta 4 enlaces σ y 2 orbitales solitarios. – Ángulo de enlace: Hay 4 ángulos de α = 90º. – Su molécula es apolar. UNI 2014 - II
Ejemplo:
CC 4
41
QUÍMICA
HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR
Exigimos más!
En forma empírica para que una especie química (molécula o ión) presente resonancia, esta debe poseer por lo general (salvo ciertas excepciones) un átomo central rodeado de átomos iguales (o del mismo grupo) y a su lado uno o más enlaces dobles.
Observación
Los vectores momento dipolar ( µ ) se anulan entre sí; entonces como la molécula es simétrica, los centros de cargas parciales ( δ+ y δ−) caen el mismo punto, neutralizándose, de esa manera la molécula es apolar.
Ejemplo:
1. O3
N2
: N
≡ N
:
2. CO2
O=C=O
O C O
O C O
3 formas resonantes
En el N2 los e– están equidistantes de ambos átomos (No hay µ ) la molécula es apolar..
O C O} Híbrido de resonancia
1. Resonancia
O
3.
Es la deslocalización de los electrones de enlace π , que por ser débiles pueden moverse en toda la estructura, reforzando al enlace simple y haciendo equitativo la longitud de enlace alrededor del átomo central. De esta manera en el análisis de la estructura se observarán diferentes formas resonantes, aparentes, que podrían ser reemplazado por un solo híbrido de resonancia.
problemas
NO
3
O N
O
O N
O
O
N
O
O
O
3 formas resonantes
resueltos
Problema 1
Prediga la solubilidad relativa en benceno (C6H6, µ = 0 D) de las siguientes sustancias: I. Br2 II. KC III.
tancias apolares y menos a las sustancias polares y mucho menos a las sustancias iónicas, por lo tanto: I. Br2 ⇒ apolar II. KC ⇒ iónica III. HCHO ⇒ polar ∴ La secuencia correcta es: I > III > II
Números atómicos: R = 1; X = 8; D = 9; Q = 11; A = 17 UNI 2010-II
A) V V V D) FVV
B) VF V E) VVF
C) VFF
Resolución:
Análisis de los dat os o gráficos
Electronegatividad: K = 0,9; H = 2,1; C = 2,5; Br = 2,8; C = 3, 0; O = 3,5. UNI 2010-II
A) I > II > III C) III > I > II E) I > III > II
B) III > II > I D) II > III > I
Resolución:
Ubicación de incógnita
El benceno es una sustancia apolar y por lo tanto disuelve mejor a las susUNI 2014 - II
Respuesta: E) I > III > II
Problema 2
Señale la alternativa que presenta la secuencia correcta, después de determinar si las proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F): I. Entre las moléculas A2() predominan las fuerzas de London. II. Entre las moléculas de R 2X() predominan los puentes de hidrógeno. III. La sustancia QD fundida, conduce la corriente eléctrica. 42
I. Verdadero (V) 2 5 17 A: [Ne]3s 3p ⇒ Las moléculas de A2 es: una molécula apolar y en ella se manifiesta la fuerza de London. II. Verdadero (V) 1 1R: 1S ⇒ 2 2 4 8X: 1s 2s 2p ⇒ La molécula R 2X es cual corresponde al H 2O: QUÍMICA
la
HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR
Exigimos más!
en la cual predomina las fuerzas puente hidrógeno. III. Verdadero (V) 11Q: 9D:
[Ne]3s1 ⇒
1s 22s22p5 ⇒
(alcalino) (halogeno)
⇒
QD es un compuesto iónico y estos al encontrarse fundidos o disueltos en agua se comportan como conductores eléctrico.
I.
Problema 3
Indique cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas: I. La fuerza de dispersión de London es un tipo de enlace covalente. II. Un enlace covalente coordinado es tan fuerte como un enlace covalente normal. III. El enlace puente de hidrógeno puede formarse entre átomos de hidrógeno y nitrógeno pertenecientes a moléculas cercanas. A) I y II B) II y III C) I y III D) Solo II E ) Solo III
(Falso) El enlace covalente es interatómico y las fuerzas de London es intermolecular.
FL <<< E covalente II. (Verdadero) Ambos son interátomicos. III. (Verdadero) En el amoniaco.
Análisis de los datos o gráficos
Solo II y III son verdaderos.
Resolución:
Ubicación de incógnita Respuesta: A) VVV
UNI 2014 - II
Respuesta: E) II y III
Es de teoría.
43
QUÍMICA
QUÍMICA
FUERZAS INTERMOLECULARES DESARROLLO DEL TEMA Observación: EPH
ENLACE INTERMOLECULAR
>
ED −D
Fuerzas de atracción entre moléculas polares o apolares; define las propiedades físicas de la sustancia molecular, como: viscosidad, tensión superficial, presión de vapor, densidad, sublimación, etc, son de tipo electrostático; son más débi- les que un enlace interatómico . A.
Entre moléculas polares •
El vacío está rodeado por 4 moléculas de agua.
Enlace Dipolo - Dipolo (E D-D) Llamado fuerza de Keeson es la fuerza de atracción
•
entre dipolos naturales permanentes.
• H2O(S):
Ejemplo:
Las moléculas de H2O se unen en cristales que siguen planos hexagonales, entonces el vacío está rodeado de 6 moléculas de agua, veamos:
Enlace puente hidrógeno (E PH) Se da entre el "H" y los átomos pequeños y de
sea:
Luego: DH2O(L) > DH 2O(S) .. ..
gran EN de la T.P.M (F,O,N) como el HF; H 2O; NH3; también se da entre sustancias polares con grupos OH: CH3OH; CH3COOH; HNO3 o NO2OH, etc.
CH3
* CH 3OH metanol
H
.. O..
O
H
CH 3 E PH ....
O
* CH 3COOH
Ejemplo:
ácido etanóico
CH3 -C = O-H H
.. .
H O. .. . . = O
C- CH 3
Gráfica PV vs. T(ºC) PV (Torr) 760
0
UNI 2014 - II
44
100
QUÍMICA
T(ºC)
FUERZAS INTERMOLECULARES
Exigimos más! B.
Entre moléculas apolares
C.
Enlace dipolo instantáneo - dipolo inducido o fuerzas de London (F dl) Se da para gases de moléculas apolares deformadas por una alta presión externa, las cuales se transforman en dipolos instantáneos, estas se atraen y generan la licuefacción del gas. Ejemplo:
Entre moléculas: polar y apolar
Enlace dipolo-dipolo inducido ó fuerza de Debye (E D-DI) Se da entre sustancias de moléculas polar y apolar respectivamente. Ejemplo: La mezcla de agua (líquido) y CO2 (gas) en una botella con agua mineral a alta presión. Sabemos que:
Observación: EP⋅H
problemas
ED −D
>
ED −Di
>
FdL
resueltos
Problema 1 Considerando solamente las fuerzas intermoleculares indique que sustancia líquida presenta mayor viscosidad. UNI 2012-I A ) CH3OH(l ) B) CH4(l ) C) H2C = O(l ) D) ( CH3 )2 C = O(l ) E) CH2OHCH2OH(l ) Resolución: Determinación del Tema Considerando solo las fuerzas intermoleculares para analizar qué sustancia posee mayor viscosidad, debemos tomar en cuenta la intensidad de las fuerzas intermoleculares.
Para determinar qué tipo de fuerzas están presentes en estas sustancias debemos analizar si las moléculas son polares o no polares. Análisis de las proposiciones Análisis de las claves:
Conclusiones Las moléculas que se asocian con mayor intensidad son, el: UNI 2014 - II
>
y pero el etanodiol tendrá mayor intensidad porque posee dos "OH" por lo que será el más viscoso. Respuesta: E) CH2OHCH2OH(l )
Análisis de los datos o gráficos Solo II y III son verdaderos Respuesta: E) II y III
Problema 3 En relación a las fuerzas intermoleculares, indique verdadero (V) o falso (F), según corresponda: I. Las moléculas polares solo experimentan atracción dipolo-dipolo. II. Las moléculas más polarizables tienen fuerzas de dispersión más intensas. III. Las de puente de hidrógeno suelen ser el tipo más intenso de fuerza intermolecular. UNI 2008-I A ) VV V B) VF V C) FVV D) FVF E) FFF
Problema 2 Indique cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas: I. La fuerza de dispersión de London es un tipo de enlace covalente. II. Un enlace covalente coordinado es tan fuerte como un enlace covalente normal. III. El enlace puente de hidrógeno puede formarse entre átomos de hidrógeno y nitrógeno pertenecientes a moléculas cercanas. UNI 2010-I Resolución: Verificar verdadero (V) o falso(F): A ) I y II B) II y III I. (FALSO) las moléculas polares C) I y III D) Solo II como HC experimentan: Fuerzas E ) Solo III de london y atracción dipolo-dipolo y las moléculas polares como el H2O. Resolución: Experimentan: Enlace puente hiUbicación de incógnita drógeno, filtración dipolo-dipolo y Es de teoría. fuerza de london. I. (Falso) El enlace covalente es interII. (VERDADERO): En las móleculas atómico y las fuerzas de London del HBr y HC ; el bromo es mas es intermolecular. grande que el cloro y posee mas FL <<< E covalente. electrones, entonces es mas poII. (Verdadero) Ambos son interátolarizable y por tanto tendrá mayor micos. fuerza de dispersión que el HC . III. (VERDADERO): El enlace puente hiIII. (Verdadero) En el amoniaco. drógeno es el más fuerte de las fuerzas intermóleculares, por ello punto de de ebullición: H2O > CH3COCH3
Clave C) FVV 45
QUÍMICA
QUÍMICA
NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN INORGÁNICA DESARROLLO DEL TEMA Es el conjunto de reglas establecidas por la IUPAC (Unión Internacional de la Química pura y aplicada) para dar el nombre y la fórmula a los compuestos inorgánicos.
I. FUNCIÓN QUÍMICA Es el conjunto de sustancias que poseen propiedades químicas semejantes y en algunos casos presentan en su fórmula uno o más elementos comunes.
Función Química
Fórmulas
Donde:
MxOy Óxido básico
FeO; K 2O; Co2O3; etc.
M → Metal
Nx Oy Óxido ácido
N2O5; Cl 2O7; etc.
N → No metal
Hx Ny Oz Ácido oxácido
HClO; H2SO4; etc.
HxN(ac) Ácido hidrácido
HCl (ac); H2S(ac); HI(ac) etc.
M(OH)x Hidróxido o base
NaOH; Cu(OH)2; etc.
MxNyOz Sal haloidea
NaCl; KBr, etc.
MxNyOz Sal Oxisal
NaClO; KBrO3; etc.
MHx Hidruro metálico
KH; CaH2; ect.
Cuadro Sinóptico
UNI 2014 - II
46
QUÍMICA
NOMENCLATURA INORGÁNICA
Exigimos más! A. Número de oxidación (N.O.) de un elemento
B. Elementos anómalos
Es la carga que adquiere un átomo cuando está formando un enlace químico. Esta carga es real en un enlace iónico y aparente en un enlace covalente. 1. Para metales
Son aquellos que actúan como metal o no metal según las circunstancias.
Elemento Cr Mn V Bi
• (N.O. = 1) → Li; Na; K; Rb; Cs; Ag • (N.O. = 2) → Be; Mg; Ca; Sr; Ba; Cd; Zn • (N.O. = 3) → Al; La; Sc; Y
Metal 2,3 2,3 2,3 3
No Metal 3;6 4;6;7 4;5 5
• (N.O. = 1,3) → Au Observación:
• (N.O. = 1 y 2) → Cu ; Hg
El nitrógeno tiene otros E.O. 1 ⇒ Forma el N 2O óxido nitroso. 2 ⇒ Forma el NO óxido nítrico. 4 ⇒ Forma el N 2O4 tetraóxido de dinitrógeno
• (N.O. = 2 y 3) → Fe; Co; Ni; Mn; Cr • (N.O. = 2 y4) → Pb; Sn; Pt; Pd
TIPOS DE NOMENCLATURA
2. Para no metales
1. Tradicional, Clásica o Antigua
• Boroides (IIIA) B → – 3,3
Numero de valencia
Valencia
1
única
• Carbonoides (IVA)
2
C → – 4,4 4
Si → – 4,4 • Nitrogenoides (VA)
3
menor mayor mínima media mayor máxima
Nomenclatura Función de…… elem ……………..oso ……………..ico Hipo…………oso ……………..oso ……………..ico Per………….ico
2. Moderna a) Nomenclatura Stock Se recomienda usar más en compuestos donde intervenga un elemento metálico Se usa para aquellos elementos que tienen dos o más valencias Función de ___________ (valencia en # romanos) Elemento Por ejemplo: Fe2O3: Óxido de hierro (III) Cl2O7: Óxido de cloro (VII)
N → – 3,3,5 P → – 3,1,3,5 As → – 3,3,5 Sb → – 3,3,5 • Anfígenos (VIA) O → – 2 S → – 2, 2, 4, 6
b) Nomenclatura Sistemática o IUPAC Se recomienda usar más en compuestos formados por no metales Se usa un sistema de prefijos que indica la cantidad de átomos de cada elemento que participa en el compuesto Por ejemplo: SO3: Trioxido de azufre CO2: Dioxido de carbono Cl2O5: Pentoxido de dicloro
Se → – 2, 2, 4, 6 Te → – 2, 2, 4, 6 • Halógenos (VIIA) F → – 1 Cl → – 1, 1, 3, 5, 7 Br → – 1, 1, 3, 5, 7 I → – 1, 1, 3, 5, 7
II. FUNCIÓN ÓXIDO BÁSICO E HIDRÓXIDO Sea el metal: M. A. Obtención del óxido básico
• El hidrógeno (IA) H → – 1,1 UNI 2014 - II
47
QUÍMICA
NOMENCLATURA INORGÁNICA
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B. Obtención doble
• Cu2O __________________________________ • CuO __________________________________ • Rb(OH) ________________________________ • Ca(OH)2 _____ ___ ________ ___ __________ __
C. Nombre tradicional
• Co(OH)3 ________ ___ ___ ___ ___ _____ ___ ___
1. Si el metal tiene un N.O. ⇒
• Mg(OH)2 ________________________________
Óxidoo ico Hidróxido de M o M
• Sn(OH)4 ________________________________ • Pb(OH)2 ______ __________________________
2. Si el metal tiene dos N.O.
• V(OH)3 ________ ___ _____________________
Óxidoo Moso(con < N.O.) Hidróxido Mico(con > N.O.)
• Zn(OH)2 ________________________________
Ejemplo: Formular los siguientes compuestos: • Óxido cromoso: ___________________________ • Óxido cromico: ____________________________ • Óxido de litio: ____________________________ • Óxido de platino (II):________________________ • Óxido de platino (IV):_______________________ • Óxido de escandio:_________________________ • Trioxido de manganeso:_____________________ • Heptaoxido de dimanganeso: _________________ • Hidróxido estañoso: ________________________ • Hidróxido estañico: _________________________ • Dihidróxido de cobalto: ______________________ • Trihidroxido de cobalto: _____________________ EJERCIC IOS
• Hidróxido de niquel (II): _____________________
Nombrar los siguientes compuestos:
• Hidróxido de niquel (III): ____________________
• CaO __________________________________ • Ni2O3 __________________________________
• Soda caústica: ____________________________ • Potasa caústica: ___________________________
• K 2O __________________________________ • SnO __________________________________ • SnO2 __________________________________ • A 2O 3 ___ _______ _______ _________ _______
UNI 2014 - II
48
A. Clases de óxidos básicos
1. Óxido simple Formado por un solo metal.
QUÍMICA
NOMENCLATURA INORGÁNICA
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Ejemplo: • Óxido Ferroso: FeO • Óxido Férrico: Fe2O3
Observación: En el peróxido, el metal debe actuar con su único o mayor N.O., y su fórmula no se debe simplificar.
2. Óxido compuesto Está formado por 2 óxidos simples de un mismo metal, en su fórmula la relación de átomos del oxígeno al metal es de 4 a 3. (G.O. = 4/3) Ejemplo:
Ejemplo: 1 O2 − × 1 O 2 −
(
( )
)
2 K → K 2O → K 2 ( O2 )1 ó
(1)
Óxidode Potasio
1 O 2 − × 1 O22 −
( ) (
)
Ca → CaO → Ca ( O2 )1 ó (2)
Óxidode Calcio
1 O2 − × 1 O22 −
( ) (
)
H → H2O → H2 ( O2 )1 ó
(1)
3. Óxido doble Está formado por la unión de 2 óxidos simples de diferentes metales. Para formular se escribe del menor al de mayor electronegatividad. Para nombrar es en orden alfabético. Ejemplo: • K 2O + MgO → K 2O MgO <> K 2MgO2 Óxido (doble) de Magnesio y Potasio • MgO + TiO2 → MgO TiO2 <> MgTiO3 Óxido (doble) de Magnesio y Titanio
• Peróxido de bario _________ ___ _________ ___ _________ _ • Peróxido de litio _________ ___ _________ ___ _________ _ • Peróxido de plomo _________ ___ _________ ___ _________ _ 6. Hiperóxido o superóxido Son sustancias paramagnéticas porque poseen un electrón desapareado son muy inestables.
• Fe2 O3 + H2 O → Fe2 O3 H2 O : Óxido de hierro nonohidratado (Limorita)
Nombre: Superóxido de M _____________. Ión Superóxido: O2− < >
5. Función peróxido Se obtiene al reemplazar un ión óxido (O 2–) de la función óxido (en lo posible básico), por un
Ejemplo:
2−
.
Nombre: Peróxido de _________________ nombre del metal UNI 2014 - II
H2 O2 Peróxido de Hidrógeno
• Peróxido de potasio _________ ___ _________ ___ _________ _
Ejemplo: • A 2O3 + 2H2O → A 2O3 2H2O : Óxido de aluminio dihidratado (Bauxita)
CaO2 Peróxidode Sodio
• Peróxido de estroncio _________ ___ _________ ___ _________ _
4. Óxido hidratado Resulta de añadir 1 o más moléculas de agua a la fórmula del óxido, esta propiedad, se llama "delicuescencia" y su reacción inversa: Eflorescencia.
xx ión peróxido ( O22 − ) <> O x xOx xx
Agua
K 2O2 Peróxidode Potasio
49
•
_ K++ O2 → KO2 : Superóxido de potasio.
•
_ Ca2+ + O2 → CaO 4 : Superóxido de calcio.
•
Zn2++ O2 → ZnO 4 : Superóxido de zinc.
_
QUÍMICA
NOMENCLATURA INORGÁNICA
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2. Hidróxido doble • A (OH)3 + 2Ca(OH)2 → Ca2 A(OH)7
B. Clases de hidróxidos
1. Hidróxido simple • A (OH)3 : Hidróxido de aluminio ⇒ Al(OH)3(acuoso) : Milanta
Hidróxido (doble) de aluminio dicalcico •
•
Ca(OH)2 : Hidróxido de calcio.
2NaOH + Pb(OH)4 → Na2Pb(OH)6 Hidróxido (doble) plúmbico disódico
⇒ Ca(OH) 2(acuoso) : lechada de cal
(Cal apagada)
3. Hidróxido hidratado
Ba(OH)2 8H2O: Hidróxido de bario octa hidratado.
• Cd(OH)2 : Hidróxido de cadmio.
PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Indique cuáles de las siguientes parejas [fórmula = nombre] son correctas: I. MnO2 = óxido de manganeso (IV) II. N2O4 = tetróxido de dinitrógeno III. HBrO = ácido bromoso UNI 2010-II
A) B) C) D) E)
Solo I Solo II Solo III I y II II y III
Resolución:
Operación del problema I. Verdadero Mn(2, 3) ⇒ Metal 4+
Mn(4, 6, 7) ⇒ No Metal ⇒ MnO2
II. Verdadero N2O4 Tetróxido de dinitrógeno (nomenclatura sistemática) III. Falso
A) B) C) D) E)
Mn2+ magnánico Hg2+ mercurioso Sn2+ estannoso Pb2+ plúmbico O2– 2 óxido
Resolución:
Ubicación de incógnita Indicar la veracidad del problema A) Falso: Mn(2, 3): Mn+2 → Ión manganoso B) Falso: Hg(1, 2): Hg2+ → Ión mercúrico C) Verdadero: Sn(2, 4): Sn2+ → Ión estannoso D) Falso: Pb(2, 4): Pb 2+ → Ión Plumboso E) Falso: O2– 2 → Ión peróxido
1+
Br(1, 3, 5, 7) ⇒ HBrO ácido hipobromoso (nomenclatura clásica) Respuesta: D) I y II
Problema 2 Señale la alternativa correcta, después de determinar la correspondencia entre los nombres de los iones y la fórmula química. UNI 2011-I
UNI 2014 - II
Respuesta: C) Sn2+ estannoso
Problema 3 Señale la alternativa que presenta la secuencia correcta, después de determinar si la proposición es verdadera (V) o falsa (F). Respecto a la correspondencia entre el nombre y su fórmula química: UNI 2011-II
I. Nitrito de mercurio (I) – Hg2(NO2)2
50
II. Sulfuro de potasio – KS III. Fosfato de magnesio Mg3(PO4)2 A) VV F B) VFV C) FVV D) FFV E) FFF
–
Resolución:
Ubicación de incógnita Relación nombre-fórmula Análisis de los datos o gráficos I. El ion mercurioso es un dímero: Hg22 + . Nitrito de mercurio (I): Hg2(NO2)2 II. Sulfuro de potasio: K +1 S2 − → K 2S III. Fosfato de magnesio: Mg2+ (PO 4 )3− → Mg3(PO4 )2 Operación del problema Con los nombres dados hemos hallado las fórmulas correspondientes y tenemos: Conclusión y respuesta I. Verdadero II. Falso III. Verdadero Respuesta: B) VFV
QUÍMICA
QUÍMICA
NOMENCLATURA INORGÁNICA: ÁCIDOS Y SALES DESARROLLO DEL TEMA I. FUNCIÓN ÓXIDO ÁCIDO (ANHÍDRIDO), ÁCIDO OXÁCIDO (OXOÁCIDO) Y SU OXIDACIÓN
N.O. del No metal 1ó2 3ó4 5ó6 7
Obtención: Sea el No Metal: N N
x+
+ O2 − → N2O x + H2O → H2N2 O(x +1) → ( N2 O(x +1) )
2−
PREFIJO
SUFIJO
HIPO --------------------HIPER o PER
OSO OSO ICO ICO
Anhídrido
Oxoácido
Observación: • Para nombrar al oxoanión que proviene del ácido al salir sus hidrógenos se cambia los sufijos:
Oxianión
Recordar Nombre tradicional a) Si el No Metal “N” tiene un N.O.
Anhídrido ⇒ o Ácido
oso por ito } os ito
N.........ico
ico por ato } r i c o p a t o
b) Si el No Metal “N” tiene dos o mas N.O.
• Si el número de hidrógenos extraídos es la mitad, entonces se antepone el prefijo BI al nombre del No Metal.
Anhídrido ⇒ prefijo N sufijo o Ácido
• En N2O x , si "x" es par, la fórmula se puede simplificar:
ión ión ión ión ión ión ión
UNI 2014 - II
51
QUÍMICA
NOMENCLATURA INORGÁNICA: ÁCIDOS Y SALES
Exigimos más!
• Nombres modernos Para nombrar al oxoanión se cambia los s ufijos: +4 • según la IUPAQ : trioxo carbonato (IV) de hidrógeno – H2 C O3 • según stock : ácido trioxo carbónico (IV) +6 • IUPAQ : tetraoxo manganato (VI) de hidrógeno – H2 Mn O4 • Stock : ácido tetraoxo mangánico (VI)
Método práctico 1. Para hallar la fórmula de un ácido oxácido: • Sea "x" el N.O. del No Metal.
• Ácido Manganoso: ⇒
a) Si x es impar ⇒ HNO x +1
Mn : .................... ó ...............
(4,6,7)
................................................... ...................................................
2
b) Si x es par ⇒ H2NO x +2 2
2. Hallar el nombre de una fórmula del oxácido: •
Ejemplo:
−2
+1
H2 TeO3 ⇒ H2 TeO3 ⇒ Te : Ácido ................... ↓
• Ácido nítrico: ⇒
N : HNO 5 +1
(3,5)
HNO3
ó
2
•
• Ácido hipocloroso:
•
C : HCO1+1
(1,3,5,7)
ó
−2
H2CO3 ⇒ H2 CO 3⇒ C : Ácido ......................... ↓
Ejercicios: Nombrar los siguientes compuestos: • HNO 2 ___ _____ ___ ___ _____ ___ ___________ _
S :H2SO 6 +2 2
ó
• HIO3 __________________________________
H2SO4
• H2SeO 4 _____________ ___________ ___ _____
................................................... ................................................... UNI 2014 - II
↓
(4)
• Ácido sulfúrico: (4,6)
+1
Ácido .................
(1,3,5,7)
↓
HCO
2
................................................... ...................................................
⇒
−2
HCO4 ⇒ HCO 4 ⇒ C : ↓
................................................... ...................................................
⇒
+1
↓
(4,5)
• H2SO 3 __________ ___ ______ ___ _________ __ 52
QUÍMICA
NOMENCLATURA INORGÁNICA: ÁCIDOS Y SALES
Exigimos más!
• HClO2 _____ ________ ___ ___ ___ ___ ______ ___ • HBrO3 ________________ ______ ___________ • H 2SeO 3 ___ _______ _______ ___ _______ ___ ___ • H 2TeO4 _____ ___________ _____ ____________ •
HPO=3
•
CO4 __________________________________
•
BrO3 _________________ _________________
•
CrO2 __________________________________
•
CO3 __________________________________
•
BrO __________________________________
META
Si el N.O. del No Metal es Impar ANHÍDRIDO + 1 H2O
Si el N.O. del No Metal es Par ANHÍDRIDO + 1 H2O
PIRO
ANHÍDRIDO + 2 H2O
2ANHÍDRIDO + H2O
ORTO
ANHÍDRIDO + 3 H2O
ANHÍDRIDO + 2 H2O
PREFIJO
________________ __________ _______ _
_
Observaciones: i) Sólo el: B, P, As, Sb y Si pueden formar ácidos polihidratados. ii) En el nombre se puede obviar el prefijo ORTO sobretodo para el P y B. Ejemplo 1:
_
_
_
_
• SeO =3 __________________________________ • TeO =4 __________________________________ Formular los siguientes compuestos: • Ácido cromoso: __________________________ • Ácido crómico: ___________________________ • Ácido hipobromoso: _______________________ • Ácido bromoso: ___________________________
Veamos sus iones
• Ácido brómico: ___________________________ • Ácido perbromico: ________________________
Ion fosfato
• Ácido selenioso: __________________________
Ion hidrogenofosfato Ion fosfato ácido
• Ácido selénico: ___________________________
Ion dihidrogenofosfato Ion fosfato diácido
• Telurito: ________________________________ • Bitelurito: _______________________________ • Telurato: _______________________________
Ejemplo 2: Si → SiO2 : Anhídrido Silícico (Silice)
(4)
• Bitelurato: ______________________________
• SiO2 + 1H 2O → H2SiO 3: Ac. Metasilícico
• Vanadito: ________________________________
• 2SiO2 + 1H2O → H2Si2O5: Ac. Pirosílico
• Bivanadito: ______________________________
• SiO2 + 2H 2O → H4SiO4 : Ác. Ortosilícico
• Cromato: _______________________________ • Bicromato: ______________________________
2. Ácido Poliácido
• Perbromato: _____________________________
nANHÍDRIDO + H2O
→
POLIÁCIDO
Clases de ácidos oxácidos
1. Ácido Polihidratado o Polihidroxilado
Nombre: PREFIJO No Metal. Ejemplo:
B → 2B 2O3 + H2O →H 2B 4O7 (3)
Nombre: Ácido PREFIJO No Metal: UNI 2014 - II
53
Anhídrido Bórico
→
Ácido Tetrabórico
QUÍMICA
B 4O 27− Tetraborato
NOMENCLATURA INORGÁNICA: ÁCIDOS Y SALES
Exigimos más!
S → 2SO3 + H2O → H2S2O7 Ácido (4,6) Anhídrido Súlfurico
S2 O27− ..........
→
• HNO3 → HNS 3 cido Nítrico
Disulfato
Disulfurico
• HCO 4
Cr → 2CrO3 + H2O → H2Cr2O7 → ( HCr2O7 )2 − (3, 6)
Anhídrido Crómico
Ácido Dicrómico
Ácido Perclóri co
Dicromatoácido o ........
cido Sulfo Nitríco
HCS3O
→
Ácido Triti o percl óric o
Ejercicios 3. Ácido Peroxácido Son compuestos en los que se ha sustituido un oxígeno
(O2–)
por el grupo peróxido
(
O22 −
Formar los ácidos: • Metaarsénico __________________________
).
• Piroantimonioso ________________________
Nombre: Ácido peroxo No metal. o peroxi
• Arsenioso _____________________________
Ejemplo:
• Fosforoso _____________________________
• H2SO4 → Ácido Sulfúrico
• Pirobórico _____________________________ • Metaantimónico ________________________
H2SO5
• Pentaperclórico ________________________
Ácido Peroxisulfúrico
• Triyodico _____________________________ • Dicarbónico ___________________________
O
• Ciclo trisilícico __________________________
O
↑
↑
• Peroxo nitrico __________________________
↓
• Diperoxi sulfuroso _______________________
• HO − S − OH → HO − S − O − OH ↓
O
O
• H3PO4 → H3PO3 ( O2 ) Ácido Fosfórico
<>
• Peroxo telúrico _________________________ • Triperoxo pirosfosfórico ___________________
H3 PO5
• Peroxi pirosilícico ________________________
Ácido Peroxifosfórico
• Tritio permangánico _____________________ • Ditio sulfúrico __________________________
• HNO3 → HNO2 ( O2 ) < > HNO4 Ácido Nítrico
• Sulfo sulfúrico _________________________
Ácido Peroxonítrico
• Pentatio tetrabórico _____________________
4. Ácido Tioácido Proviene de sustituir uno o más oxígeno por igual cantidad de átomos de azufre; en la fórmula de un ácido oxácido.
• Tetratio piroantimonioso __________________ • Triyodo pirofosforoso ____________________ • Cloro meta arsénico _____________________ • Difluor tetranitroso ______________________
Nombre: Ácido PREFIJO No Metal.
Prefijo
# de Oxígenos Sustituidos
TIO
1 “O” x 1 “S”
DITIO
2 “O” x 2 “S”
TRITIO
3 “O” x 3 “S”
SULFO
Todos los “O” por = # de “S”
• Hexabromo trisilícico _____________________ • Diyodo pentaortovanádico ________________
II. FUNCIÓN HIDRURO Es un compuesto binario formado por la unión del hidrógeno con cualquier elemento activo, hay 3 clases: Clases de hidruros
1. Hidruro metálico
Ejemplo:
Mx +
• H3PO4 → H3PS2O2 Ácido Fosfórico
H1 − → MHx
IAy IIA } Principalmente
ÁcidoDitio Fosfórico
UNI 2014 - II
+
54
QUÍMICA
NOMENCLATURA INORGÁNICA: ÁCIDOS Y SALES
Exigimos más!
Ejemplos: • Na1+ + H1− → NaH : Hidruro de sodio • Ca2+ + H1− → CaH2 : Hidruro de calcio • K1+ + H1 − → KH : Hidruro de potasio • Be2 + + H1 − → BeH2 : Hidruro de berilio • SnH4 : Hidruro de estaño • GeH4 : Hidruro de germanio • VH2 : Hidruro de vanadio
4. Hidruros dobles •
LiH + AH3 : Hidruro (doble) de aluminio y litio LiAH4
•
+ BH3 : Hidruro (doble) de boro y litio LiH LiBH4
•
+ A H3 : Hidruro (doble) de aluminio y sodio NaH NaAH4
Caso especial • BH3 + BH 3 → B2H6: Diborano
Ejercicios Formar los siguientes hidruros: • Hidruro de litio _________________________ • Hidruro de magnesio _____________________
•
H−N−N−H → N2H4: Hidrazina | | H H
• Hidruro de indio ________________________ • Hidruro de estroncio _____________________ • Hidruro de galio ________________________
5. Ión en onio Es un ión positivo.
• Hidruro de bario ________________________
Hidruro +
Protón → Radical en onio
V A; VIA, VIIA
2. Hidruro especial
Ejemplo:
Nx − + H1 + → NHx
IIIA;IVA;VA (–3) (–4) (–3)
Ejemplo: • IVA { B → BH3 : Borano (es muy inestable) (–3) : B2H6 : Diborano (estable) • IVA Si → SH4 ; Silano (–4)
• VA
N → NH3 : Amoníaco (− 3) P → PH : Fosfamin a 3 (− 3) As → AsH3 : Arsenamina (− 3) Sb → SbH3 : Estibina (− 3)
III. FUNCIÓN SAL Proviene de la reacción de un ion ácido (hidrácido u oxácido) con un ión positivo (metálico o radical en onio). Para nombrarlos se une el nombre del ion ácido (hidrácido u oxácido) seguido del nombre del ión positivo (metal o ión en onio), para formularlo es al revés. Nombre: ion ácido + Ión metálico
3. Hidruro no metálico Se llama así cuando está puro (en estado gaseoso) y se llama ácido hidrácido cuando está mezclado con agua (acuoso). x−
N
+
A. Clases
1. Sal haloidea Proviene a partir de un ácido hidrácido, este se transforma en anión (en su nombre se cambia hidrico x uro), y se combina con un ión metálico (o en onio).
H1+ → Hx N
VIA ; VIIA
VIA (-2): O, S, Se, Te UNI 2014 - II
VIIA (-1): F,
C
, Br, I
55
QUÍMICA
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•
•
•
• H2 Te(ac) → HTe − + K + → KHTe + 2H2O → KHTe 2H2O (1)
Biteluro de Potasio Dihidratado
− + • H2S(ac) → HS + NH4 → NH4HS
Sulfuro ácido de amonio
• HC (ac) → C − + A (OH)2+ →
A (OH)2 C
Cloruro dibasico de aluminio
Ejercicios Hallar las fórmulas de: • Cloruro de amonio:
_________________
• Fluoruro de magnesio:
_________________
• Bromuro (doble) de plomo (IV) y zinc:
_________________
• Yoduro de calcio dihidratado:
_________________
• Bilsulfuro estannico:
_________________
• Teluro ácido (doble) de estroncio y sodio:
_________________
• Selenuro crómico pentahidratado:
_________________
• Cloruro (triple) de aluminio, potasio y zinc:
______________ ___
2. Sal Oxisal Proviene a partir de un ácido oxácido. Ejemplo: •
•
•
H2SO4 → SO24 − + Fe3+ → Fe2 ( SO4 )3 Ácido Sulfúrico
Sulfato
UNI 2014 - II
Ión Férrico Sulfato férrico
56
QUÍMICA
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•
HBrO
(BrO)− + K1+ → KBrO + 5H2O → KBrO 5H2O
→
Ácido
Hipobromito
Hipobromito
Hipobromoso
•
de potasio
10 H2O H2 TeO4 → (HTeO4 )− + Cu2+ → Cu ( H Te O4 )2 10 H2O (1; 2)
Bitelurato
Bitelurato de cobre (II) decahidratado
•
5
HMnO4 → (MnO4 )− + ( Pb ; Au )+ → (2;4) (1;3)
•
AuPb ( MnO4 )5 Permanganato doble de aurico plumboso
H2PO4 → H2PO4− + NH4+ → NH4H2PO 4 Fosfato diácido de amonio
Ejercicios Hallar las fórmulas de: • Iodato Crómico: _______________________
•
Bisulfito ferroso: ______________________________
• Clorito (doble) Aurico de Plata: ___________
•
Fosfato diacido de amonio: _____________________
• Piroantimonito cobaltoso: ________________
•
Silicato de estroncio trihidratado: ________________
• Cromato de potasio pentahidratado: _______ • Peroxo Carbonato de Aluminio Dibásico:_____
•
Nitrito (doble) de calcio crómico: ________________
Nomenclatura moderna de las sustancias
Fórmula CO CO2 C2O5
Según la IUPAQ Monóxido de carbono Dióxido de carbono
Según Stock Óxido de carbono (II) Óxido de carbono (IV)
Pentaóxido de dicloro
Óxido de cloro (V)
Fe(OH)2 Fe(OH)3 Fe2(SO4)3 PC3
Dihidroxido de hierro Trihidroxido de hierro ...............................
Hidróxido de hierro (II) Hidróxido de hierro (III) Sulfato de hierro (III)
Tricloruro de fósforo
Cloruro de fósforo (III)
PC5
Pentacloruro de fósforo
Cloruro de fósforo (V)
IF5 C3N4
Pentafluoruro de yodo Tetranitruro de tricarbono
Fluoruro de yodo (V) Nitruro de carbono (IV)
Ácidos especiales Son aquellos cuya nomenclatura y naturaleza no está definido, puede ser considerado como compuesto inorgánico u orgánico. Fórmula Ácido Anión
UNI 2014 - II
HCN
Cianhídrico
CN- : Cianuro
HCNO
Cianico
CON- : Cianato
HCNS
Tiocianico
CNS-: Tiacianato
H4Fe(CN)6
Ferrocianhídrico
Fe(CN)64-: Ferrocianuro
H3Fe(CN)6
Ferricianhídrico
Fe(CN)63-: Ferricianuro
HN3
Nitrihídrico
N-3: Azida
57
QUÍMICA
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Ejemplo:
C. Nombres comerciales o comunes 3+
• Cianuro Aurico: CN− + Au → Au(CN)3
– Al2O3
Corindón
• Cianato (doble) de Plata y Zinc: _____________
– CaO
Cal viva
• Ferrocianuro diácido cobaltoso dihidratado: ______________________________ ______
– Fe2O3
Hematita
– Fe3O4
Magnetita
• Azida platinoso monobásico ________________
– Pb3O4
Minio
• Ferricianuro (doble) cúprico niquélico ________
– Na2O2
Oxilita
– CO2(s)
Hielo seco
– SiO2
Silice o cuarzo
– N2O
Gas hilarante
– Ca(OH)2
Cal apagada o muerta
– Mg(OH)2(ac)
Leche de magnesia
– KOH
Potasa caústica
– NaOH
Soda caústica
– H2SO4
Aceite de vitriolo
– NaCl
Halita o sal gema
– Ag 2S
Argentita
H2SO4 → SO22 + : Sulfonilo o sulforilo o dioxoazufre
– ZnS
Blenda o esfalerita
Ácido Sulfúrico
– FeS2
Pirita
(VI)
– CuFeS 2
Calcopirita
– PbS
Galena
– NaC O
Lejía
– CaCO3
Caliche
– Hg2C 2
Galomel
– CuS
Covelita
– Na2CO3
Sosa
– CaCO3
Calcita
Ácido Clórico
– CaMg(CO 3)2
Dolomita
– Na2CO3 • 10H2O
Sal de Glauber
HCO2 → CO+ : Clorosilo o monoxocloro (III)
– KNO3
Salitre
– NaAl(SO 4)2 . 12 H 2O
Alumbre sódico
– KAl(SO 4)2 . 12 H2O
Alumbre potásico
– PbSO 4
Anglesita
– CaSO4
Anhidrita
B. Cationes poliatómicos (oxocationes)
especiales
Resultan de extraer todos los grupos (OH) de la fórmula del oxiácido. Ejemplo: •
•
•
•
HNO3 → NO2+ : Nitroilo o dioxo nitrógeno (V) Ácido Nítrico
+
HNO2 → NO : Nitrosilo o monoxonitrogeno (III) Ácido Nítrico
H2SO3 → SO2 + : Sulfunilo o tionilo o monoxoazufre Ácido Sulf uroso
(IV) •
•
•
+
HCO4 → CO3 Ácido Puclórico
: Perclorilo o trioxocloro (VII)
HCO3 → CO2+ : Clorilo o dioxocloro (V)
Ácido Clórico
•
H2 CO3 →
CO2 +
: Carbonilo o ______________
Ácido Carbónico
•
H2SeO 4 → SeO22+ : Selenonilo ____________
Ácido Selénico
•
H2SeO3 → SeO2+ : Seleninilo _____________
Ácido Selenioso
•
H3PO4 → PO3+ : Fosfonilo ________________
Ácido Fosfórico
UNI 2014 - II
58
– – – – – – – –
BaSO4 Baritina MgSO 4 Magnesita MgSO4 • 7H 2O Sal de Epson CaSO4 • 2H2O Yeso CuSO 4 • 5H2O Calcantita (NH4)2Fe(SO4)2 • 6H 2O Sal de Mohr Fe4[Fe(CN)6]3 Azul de Berlin Fe3[Fe(CN)6]2 Azul de Turnbull QUÍMICA
NOMENCLATURA INORGÁNICA: ÁCIDOS Y SALES
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– – – – – – – –
Ca3(PO4)2 Na2B4O7 • 10H2O Mg(HSi 2O4(O2))2 (MgFe)2(SiO 4) AlFe2(SiO4)2 Be3 Al2(Si6O18) CaMgSi2O6 Mg6(OH)8(Si4O10)
– KAlSi3O8 – Na2(Al2Si3O10) • 2H 2O
Ejemplo: Bronce Latón Nicróm Acero inoxidable
Fosforita Borax Talco Oxilina Topasio Berilo Diopsita Serpentina
: : : :
Cu y Sn Cu y Zn Ni y Cr Fe, Cr, C
2. Amalgama Es una mezcla homogénea producida al disolver cualquier metal pulverizado en, mercurio líquido, todo a condiciones ambientales.
Ortosa Natrolita
Ejemplo: Amalgama de plata : Amalgama de oro : Amalgama de platino : Amalgama de estaño : Amalgama de aluminio :
1. Aleación Es la unión de 2 o más metales, a elevadas temperaturas, (excepcionalmente o alguno no metálico) tal que lleguen a su punto de fusión. Son mezclas homogéneas o soluciones sólidas.
(Hg, Ag) (Hg, Au) (Hg, Pt) ( , ) ( , )
PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 ¿Cuántos enlaces dativos presenta el compuesto: anhidrido perclórico? UNI Nivel fácil
A) 6 D) 9
B) 7 E) 3
Problema 2 ¿Qué número de oxidación no puede presentar el fósforo?
El compuesto será el Cl2O7 • Veamos:
Nivel intermedio A) Solo I
A) 1 C) 2 E) 3
B) –3 D) –1
Resolución: Cl 2 O 7 grupo:
Cl y O
IIA VIA
1º Un oxígeno con 2 cloros:
2º Observamos que tanto el oxígeno como los claros han cumplido con el octeto, pero todavía faltan 6 oxígenos, ellos se colocarán al costado de cada cloro mediante enlace dativo. Osea así: O O O O Cl Cl O O O
O
O Cl O
O
Siempre los orbitales solitarios van acumulados
hacia un mismo punto.
O Cl O
enlace
O
(
Sabemos que el fósforo es del grupo 5A, ello implica que tiene 5 electrones en su última capa y para cumplir con el octeto de Lewis debe ganar 3e –, en consecuencia (N.O. = –3) luego sus posibles valencias son: 1, 3 y 5 (por ser del grupo V A) y sus N.O. serán +1, +3 y +5, luego cuando el fósforo es neutro su N.O. = 0. ∴ posibles N.O. (P) = –3; 0, +1, +3 y +5 ∴ el P no presenta N.O. = –1 Respuesta: D) –1
dativo
)
∴ hay 6 enlaces dativos.
Respuesta: A) 6 UNI 2014 - II
UNI 2010 - II
UNI
C) 8
Resolución:
I. MnO2 = óxido de manganeso (IV) II. N2O4 = tetróxido de dinitrógeno III. HBrO = ácido bromoso
Problema 3 Indique cuáles de las siguientes parejas [fórmula = nombre] son correctas: 59
B) C) D) E)
Solo II Solo III I y II II y III
Resolución:
Operación del problema I. Verdadero Mn(2, 3) ⇒ Metal 4+ Mn(4, 6, 7) ⇒ No Metal ⇒ MnO 2
Nomenclatura Óxido ⇒ Stock manganeso (IV) II. Verdadero N2O4 Tetróxido de dinitrógeno (nomenclatura sistemática) III. Falso 1+ Br(1, 3, 5, 7) ⇒ HBrO ácido hipobromoso (nomenclatura clásica) Respuesta: D) I y II QUÍMICA
QUÍMICA
REACCIONES QUÍMICAS DESARROLLO DEL TEMA I. REACCIONES QUÍMICAS
Una reacción química no es algo que hay
Es aquel proceso de transformación de una o más sus-
que localizar trabajo-
tancias a una o más sustancias diferentes, donde se tie-
samente, para placer del ciéntifico; es algo
ne lugar a considerables cambios en la composición quí-
que "Esta ahí", alre-
mica de las sustancias reaccionantes.
dedor de cada indivi-
En el siguiente cuadro se muestra una reacción química
duo. El cuerpo mismo
como es la descomposición del clorato de potasio.
es un vi-vero de reacciones; miles de ell as se desarrollan en todas y cada una de las funciones fisiológicas del ser vivo, continúan cuando muere y prosiguen más alla de su mineralización. No solo sus propias reacciones están al alcance de la mente inteligente. Cada objeto que usa, cada operación que realiza, cada sistema que contempla contiene grandes cantidades de reacciones químicas en pleno desarrollo. Hasta las cosas aparentemente más inanimadas se encuentran en constante transformación. En la cocina de cada casa se quema carbón, gas, madera u otro combustible, se hidrolizan los carbohidratos, se hidro-genan los aceites, se oxida la mantequilla, se degeneran las proteínas. En un automóvil, combustiona la
A. Características
•
Las sustancias que dan inicio al proceso se denominan "reactantes", reactivos o reaccionantes",
gasolina también el caucho en las frenadas, se sulfata y se oxida el plomo, se oxidan los metales, se transforman
mientras las sustancias formadas se denominan
los pigmentos de las pinturas, se decoloran las tapicerias.
como "productos o resultantes".
Las sustancias que ocupan la superficie de tierra se oxi-
•
Los productos son obtenidos debido a ruptura de
dan y carbonatan bajo la acción de los componentes
enlaces químicos en los reactantes y posterior
del aire, las aguas saladas de los mares atacan a los bu-
reordenamiento de átomos o iones en la formaicón
ques y a los componentes de las costas, oxidan, cloran
de estos productos.
y disuelvan. •
No hay sistema en reposo absoluto. El dinamismo es ca-
Las reacciones químicas solo ocurren por medio
racterística fundamental, todo evoluciona sin parar. Todas
de "choques efectivos" los cuales son choques
las sustancias que diariamente utilizamos son productos
entre moléculas, átomos o iones de los reactantes
de reacciones químicas actuales o remotas, espontáneas
con adecuada orientación y considerable conte-
o provocadas.
nido energético.
UNI 2014 - II
60
QUÍMICA
REACCIONES QUÍMICAS
Exigimos más! (g): gas
(↑): desprendimiento de un gas
(s): sólido
(↓) : sólido insoluble (precipitado)
() : líquido (ac): medio acuoso
•
Las cantidades de los reactantes intervienen pro-
7. Arriba o debajo de la flecha se puede anotar alguna condición necesaria para que la reacción se lleve acabo (temperatura, presión, calor, catalizador, etcétera).
porciones definidas. Lo mismo se manifiesta enEvidencias de una reacción química
tre las cantidades obtenidas de los productos.
En estos procesos se considera correcta la ley
Son cambios que se pueden manifiestar durante el desarrollo de una reacción química. Aunque no todas se presentan en una sola reacción, se tiene principalmente:
de la conservación de la masa.
•
Cambios térmicos
•
Cambios de color
•
Cambios en la presión
•
Cambios de olor
Es aquella expresión empleada para presentar a las
•
Cambios en volumen
reacciones químicas, la cual nos brinda información
•
Cambios de sabor
•
Desprendimiento de gases
•
Formación de precipitados
•
Se manifiestan cambios energéticos, mediante la absorción o emisión de luz, calor, energía eléctrica.
•
B. Ecuación química
cuantitativa y cualitativa de las sustancias involucradas en el núcleo. Para el proceso graficado en la figura N°1, la ecuación correspondiente es:
C. Clasificación
MnO
2 → 2KCl 2KClO3(s) (s) + 3O 2(g)
Las ecuaciones químicas representan un lenguaje
1. Por su naturaleza
muy preciso y también muy versátil, que describe • Reacción de adición o combinación
los cambios químicos; pero:
Forma general:
¿Cómo escribir las ecuaciones químicas?
A + B → AB
1. Se determinan la correcta identidad de los reactantes y productos. Este paso incluye experimen-
Ejemplos:
tación en el laboratorio.
2H2 + O2 → 2H2O
2. Se determinan las fórmulas moleculares correctas de todas las sustancias moleculares en el proceso. 3. Se traza una flecha (→) la cual nos va indicar el
N2 + 3H2 → 2NH3
síntesis
SO3 + H2O → H2SO4 C2H4 + H2 → C2H6
sentido de ocurrencia para el proceso. La flecha significa: se "produce, forma o da". 4. A la izquierda de la flecha se escriben las fórmulas de los reactantes y se separan por medio de un
CaO + CO2 → CaCO3 • De descomposición o análisis Forma general:
signo (+). ∆Q AB →A+B
5. A la derecha de la flecha se escriben las fórmulas de los productos y se separan también por medio Ejemplos:
de un signo (+). 6. Se indica el estado físico de las sustancias utilizando la siguiente notación: UNI 2014 - II
CaCO3 → CaO(s) + CO2 C3H5 (NO3)3 → CO2 + H2O + N2 + O2
61
QUÍMICA
REACCIONES QUÍMICAS
Exigimos más! 2. Por el grado de sustitución
4. Por el sentido de la reacción
• Reacción de sustitución o desplazamien-
•
Reacción irreversible o completa, es aquella
to simple “sustitución”
que va en un sólo sentido ( → ); sólo el 5%
Forma general:
de las reacciones, son irreversibles. Ejemplos:
A + BC → AC + B
Ca(OH)2(ac)+H2SO4(ac) → CaSO4(s)+H2O(l)
Ejemplos: → ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___
Zn + HCl
C3H8(g) + O2(g) → CO2 -+ H2O(l)
Ca + HNO 3 → ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ → ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___
Na + H 2O
Zn + AgNO3 → ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___
•
Reacción reversible: o incompleta o limitada, va en dos sentidos (
) el 95% de las
reacciones son reversibles. Ejemplos:
• Reacción de sustitución o desplazamiento doble (metátesis)
PC 5
Forma general:
PC 3 + C 2
N2 + H2
AB + CD → AD + CB
NH3
Ejemplos: AgC + H2S
→ _________________
Ca(OH)2 + H2SO4 → _________________ Fe(OH)3 + HC O4 → _________________
5. Por la transferencia de energía
• Reacción exotérmica Es aquella donde la energía de los productos es menor que la energía de los reactantes, lo que significa que dicha reacción ha libera-
3. Por el número de fases
do energía; se le conoce porque el medio que lo rodea se siente más caliente luego de la reacción.
• Reacción homogénea Cuando todos los componentes de la reac-
– Complejo activado (AB): En realidad
ción están en el mismo estado físico.
antes de producirse la reacción final los
Ejemplos:
reactantes chocan o se pegan en un tiempo pequeño, a la unión de estos reactan-
N2(g) + H2(g) → NH3(g)
tes se llama complejo activado (AB).
H2(g) + I2(g) → HI(g) – Sea la reacción siguiente: • Reacción heterogénea
En una etapa: A + B → C + D
Cuando en la reacción se observan dos o más
Dividiendo en dos etapas:
estados físicos diferentes, para sus componentes. 1. A + B → AB Complejo
Ejemplos:
Activado
Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s) 2. AB → C + D ⇒ Segunda etapa
C(s) + O2(g) → CO2(g) UNI 2014 - II
62
QUÍMICA
REACCIONES QUÍMICAS
Exigimos más! Veamos gráficam ente:
Sea la reacción: A + B → C + D
H (kcal/mol )
HAB HR
Veamos gráficamente:
AB ∆Ha ∆Hr
H (kcal/mol )
∆Hd
HP o
Avance de la reacción
H AB
: Energía del complejo activado.
HP
: Energía de los productos.
∆Hr
A+B
o
Donde: : Energía de los reactantes.
∆Hd ∆Ha
HR
HR
AB
HAB HP
Reacción
Donde: •
∆ Ha = H AB – H R ( ∆ Ha > 0)
∆ Ha : Entalpía de activación.
•
∆ Hd = HP – H AB ( ∆ Hd < 0)
∆ Hd : Entalpía de descomposición.
•
∆ Hr = HP – H R ( ∆ Hr > 0)
∆ Hr : Entalpía de reacción. Notación de una reacción endotérmica • A + B + 1,8 kcal/mol → C + D
Analicemos:
• A + B → C + D; ∆ Hr = 1,8 kcal/mol
– ∆ Ha: H AB – H R ( ∆ Ha > 0 ) – ∆ Hd: HP – H AB ( ∆ Hd < 0 )
6. Reacción de combustión
– ∆ Hr: HP – H R ( ∆ Hr < 0 )
Es una reacción de oxigenación muy violenta (rápida), con desprendimiento de luz y calor y también de fuego, si la reacción se da con ex-
Notación de una reacción exotérmica
ceso de oxígeno tal que se queme completamente el combustible esto se llama de combus-
– A + B → C + D + 2,3 kcal/mol
tión completa, en cambio si la reacción se da con defecto de oxígeno esta será combustión
– A + B → C + D; ∆ Hr = –2,3 kcal/mol
incompleta.
– 2A + 2B → 2C + 2D; ∆ Hr = –4,6 kcal/mol –
• Combustión completa
A + B → C + D ∆ Hr = –1,15 kcal/mol 2 2 2 2
Se quema totalmente el combustible. Ejemplos: • C3H8 + O2 → CO2 + H2O + fuego azul
• Reacción endotérmica Es aquella donde la energía de los productos es mayor que la de los reactantes, debido a que ha ganado o absorbido calor del medio
• C2H2 + O2 → CO2 + H2O + fuego azul • H2 + O2 → H2O + fuego azul
externo razón por la que después de la reac•
ción este medio externo se siente más frío. UNI 2014 - II
63
C − O2 → CO2 + fuego azul QUÍMICA
REACCIONES QUÍMICAS
Exigimos más! • Combustión incompleta
– Reacción de redox intermolecular Aquella donde los agentes oxidante y re-
No se quema todo el combustible.
ductor, caen en moléculas diferentes.
Ejemplos:
Ejemplos:
C3H8 + O2 → CO + H2O + fuego amarillo C3H8+O2 → CO+C+H2O + fuego amarillo
7. Por la transferencia o no de electrones – Reacción de redox intramolecular Aquella donde los agentes: oxidante y reductor, caen en la misma molécula o fórmula.
• Reacción de no Redox Aquella donde no hay ganancia ni perdida
Ejemplo:
−
de e , osea no hay cambio en el N.O. de sus elementos. Ejemplos: – AgC + H 2S → Ag 2S + HC (metátesis)
– Reacción de desproporcionación o dis-
– SO3 + H2O → H2SO4 (de hidrólisis)
mutación (Autoredox): Aquella en donde de la misma sustancia, algunas molé-
– NaOH + HC → NaC + H2O (de neutralización)
culas se oxidan y otras se reducen. Ejemplo:
• Reacción de Redox Aquella que contiene uno o más elementos cuyo N.O. varían. Puede ser de 3 clases:
problemas
resueltos
Problema 1
II. Verdadero
Respecto a los siguientes procesos:
La fermentación del jugo de uva
UNI
I.
genera una bebida con contenido
Nivel intermedio
Sublimación del yodo.
II. Fermentación del jugo de uva.
de alcohol etílico, lo cual corres-
III. Corrosión del clavo.
ponde a un cambio químico el cual
Indicar cuales corresponden a reaccio-
ocurre por medio de una reacción
B)
H2 + O2 → H2O
nes químicas.
química.
C)
C6H12O6 → C2H5OH + CO2
D) NH3 + O2 → NO2 + H2O
UNI Nivel fácil
A ) B) C) D) E)
E)
III. Verdadero
Solo I I y II II y III Solo III Solo II
A) CH4 + O2 → CO2 + H2O
NaOH + HCl → NaCl + H2O
La corrosión del clavo implica la for-
Resolución:
mación de óxido mediante reac-
Reacción de descomposición:
ción química.
unreactante → A + B + ...
Resolución: I. Falso La sublimación del yodo es un proceso físico se manifiesta un cambio de sólido a vapor. UNI 2014 - II
Respuesta: C) II y III ⇒ C6H12O6 → C2H5OH + CO 2
unreactante
Problema 2 Indique una reacción de descomposión. 64
Respuesta: C) C6H12O6 → C2H5OH + CO2 QUÍMICA
REACCIONES QUÍMICAS
Exigimos más! Problema 3
UNI
Respecto al siguiente proceso químico:
Zn(s) + HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g)
Resolución:
Nivel intermedio
A ) Solo I B) Solo II
I.
Es un proceso redox.
II. Es una reacción de descomposición.
D) I y II
III. Es una reacción homogénea.
E) I y III
UNI 2014 - II
Es un proceso redox y de desplazamiento simple.
C) II y III
Respuesta: A) Solo I
65
QUÍMICA
QUÍMICA
BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS DESARROLLO DEL TEMA I. BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
Representación:
Es el equilibrio cuantitativo de la cantidad de átomos que entran y salen, para cada clase de elemento químico, en una ecuación química. Ello se logra colocando un coeficiente mínimo entero en la parte izquierda de cada fórmula de la ecuación.
±x
En ± nx
en una sustancia •
balancean balancean balancean balancean
los los los los
Todo metal alcalino siempre actúa con N.O = + 1, en cualquier compuesto
A. Método de simple inspección (Tanteo) Pasos a seguir:
Se Se Se Se
: Carga totalde E
2. Reglas para hallar el N.O. de un elemento
II. MÉTODOS PARA BALANCEAR UNA ECUACIÓN QUÍMICA
1.o: 2.o: 3.o: 4.o:
: N.O. individual de un átomo de E
•
Todo metal alcalino térreo siempre actúa con N.O = + 2, en cualquier compuesto
metales no metales hidrógenos oxígenos
•
El hidrógeno siempre actúa con N.O = +1, menos en un Hidruro metálico donde su N.O = – 1.
•
El oxígeno tiene N.O = – 2, excepto en el OF2 (N.O = + 2) y en peróxidos (N.O = – 1).
Ejercicios: Balancear por tanteo las siguientes ecuaciones. 1. N2 + H2 → NH3 2 . Fe + S8 → Fe2S3 3. C6H12O6 → CO2 + C2H5OH 4. CO2 + H2O → C6H12O6 + O2
•
combinado) su elemento tiene N.O. que es igual a cero. •
En todo compuesto neutro la suma de los N.O. de todos los elementos es igual a cero.
•
5. Al + HCl → AlCl 3 + H2
En un ión poliatómico, la suma de los N.O. de todos sus elementos debe ser igual a la carga
6. C4H10 + O2 → CO2 + H2O 7. FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2
•
8. C3H5(NO3)3 → CO2 + H2O + N2 + O2 9. Ca3(PO4)2+SiO2+C → CaSiO3+CO+P4 10.(NH4)3PO4.12MoO 3+NaOH → Na2MoO4 +(NH4)2 MoO4+(NaNH4)HPO4+H2O 1. Número o estado de oxidación (N.O.) Es la carga real o aparente que adopta un átomo al enlazarse químicamente con otro. Puede ge-nerarse por compartición o transferencia de electrones y su valor puede ser cero, positivo o negativo. UNI 2014 - II
En toda sustancia simple, (esto es, estado no
66
neta del ión. Si en un compuesto hay 2 elementos de N.O. desconocidos, entonces se asume que el elemento menos electronegativo tiene N.O. positivo y el más electronegativo tiene N.O. negativo, para ello se aplica el cruce de subíndices.
Ejemplos: "x" representa el N.O. de los elementos señalados. Hallar "x; y; z". x
•
C 2 → __________________________
•
S 8 → ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ _
x
QUÍMICA
BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
Exigimos más! x
•
Fe → ____________________________
•
Fe3O 4 → _________________________
•
NaCO4 → ________________________
•
K 2Cr2O 7 → ________________________
•
MnO 4− → _________________________
•
•
x
___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ____ ______ _____
x
•
x
Cr2O
=
→
7
_________________________
•
Ca3 (PO4 )2 → ______________________
•
CuI → __________________________
•
x y
•
2
y
x
•
___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ______ ______ ___
HCNO → __________________________ x
•
yz
H4Fe(CN)6 → ______________________
As2S3 + HClO3 + H2O → HCl + H 3 AsO4 + H2SO4 ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ______ ______ ___
•
MnO2 + KOH + O 2 → K 2MnO4 + H2O ___ ___ ___ ___________ ________ ___ ___ __
C. Método del Ión electrón
Para ecuaciones neutras 1.o Se halla el N.O. individual de cada elemento y se descubre de qué elemento(s) su N.O. ha(n) variado. 2.o Sólo a ellos se les balancea, se halla su N.O. total; éstos se restan y se determina el número total de e – ganados o perdidos, igualándoles inmediatamente con coeficientes mínimos enteros. 3.o Dichos coeficientes se llevan a la ecuación original para luego de un simple tanteo la ecuación quede perfectamente balanceada. Ejercicios del número de oxidación (N.O.) Balancear por el N.O. las siguientes ecuaciones neutras y hallar la suma de sus coeficientes:
Es preciso que todas las ecuaciones balanceadas cumplan dos criterios: •
Debe haber balance de masa, es decir, debe haber el mismo número de átomos de cada tipo de elemento tanto en los reactantes como en los productos.
•
Debe haber balance de cargas. Las sumas de las cargas reales en el lado izquierdo y derecho de la ecuación deben ser iguales.
Con frecuencia, se requiere más oxígeno o hidrógeno para completar el balance de masa de una reacción en solución acuosa. Sin embargo, hay que tener cuidado de no introducir otros cambios en el número de oxidación o de emplear especies que no estén en realidad en la solución. El balance se efectúa añadiendo únicamente H1+, OH1– o H2O. En el siguiente cuadro se muestra la manera de balancear estas especies:
HNO3 + I2 → HIO3 + N2O + H2O ___ ___ ___ ___________ ___ ______ ___ ____ HNO3 + I2 → HIO4 + N2O3 + H2O ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ______ ______ ___ UNI 2014 - II
CrI3 + Cl2 + KOH → K 2CrO4 + KIO4+ KCl + H2O ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ______ ______ ___
•
B. Método del número de oxidación (N.O) y Ión electrón Pasos a seguir:
•
K 2CrO4 + C2H5OH + H 2SO4 → K 2SO4 + Cr2(SO4)3 + CH3CHO + H2O
x yz
Nota: – Los elementos del grupo IA tienen N.O. igual a +1. – Los elementos del grupo IIA tie nen N.O. igual a +2.
•
KOH + Cl2 → KCl + KClO 3 + H2O ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ______ ______ ___
• A 2 (SO3 ) → ______________________ 3 •
CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S 8 + NO ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ______ ______ ___
x
•
Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + N2O + H 2O ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ______ ______ ___
x
x
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + N2O + H2O
67
QUÍMICA
BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
Exigimos más!
1. En medio ácido balancear y hallar la suma de coeficientes: •
Cr2O72 –
2+
+ Fe
3+
Cr + Fe
→
3+
2. En medio básico o alcalino balancear y hallar el coeficiente del oxidante y/reductor. •
MnO 4 + HCOO – → Mn2+ + CO2
•
I – + CO32 – → HCHO +
IO
I2 → I – + IO3 – ___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______
_
4
___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______ •
NO2 – + BrO3 –
_
___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______ •
→
___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______
___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______ •
N2O4 + Br –
•
MnO4 – + H2S → Mn2+ + S
C2H4 + MnO4 – → MnO2 + C2H5O2 ___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______
___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______ •
–
•
−
I + IO 4 → I 2
MnO4 – + H2O2 →
Mn2+
•
___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______ •
Cr2O72 – + NO2 → Cr3+ + NO3 – •
___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______ •
CNS +
NO3 – →
NO + CO2 +
_
4
CrO42 – + HSO3− → Cr(OH)4 – + S 2O82 –
_
P4 → H2PO2 + PH3 ___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______
C6H5CHO + Cr 2O7= → C6H5COOH
–
MnO
___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______
___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______ •
→
___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______
____________________________________ •
MnO2 + O2
•
SO42 –
Cr(OH) −4 + IO3−
→
I – + CrO42 –
___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______
___ ___ ___ ______ ___ ___ ___ ___ ______ •
_
•
As2S3+ CO3 → Cl –+ H 2AsO4 + SO42 – -
___ ___ ___ ___ ___ ______ ________ ____
____ ___________ __________________ _
UNI 2014 - II
NH3 + CrO42 – → NO3 – + Cr3+
68
QUÍMICA
BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
Exigimos más!
problemas
resueltos
∑ coeficientes
Problema 1 Balancear la siguiente ecuación redox:
de productos = 2 + 10 + 4 = 16
I2(s) + HNO3(ac) → HIO3(ac) + NO2(g) + H2O()
y determine la suma de coeficientes estequiométricos de los productos: UNI Nivel fácil
A ) 16
B) 14
C) 11
D) 7
E) 5
Respuesta: A) 16
Balancear la siguiente ecuación redox, en medio ácido:
y determinar que coeficiente corresponde al KCl, KClO3 y H 2O respectivamente:
− + + 2+ + H(ac) → Mn(ac) + Br2( ) MnO −4(ac) + Br(ac)
Calcular la suma de todos los coeficientes estequiométricos de la ecuación iónica balanceada.
Resolución:
cada átomo:
Balancear la siguiente ecuación de oxidación–reducción(rédox) en medio alcalino. Cl2(g) + KOH(ac) → KCl(ac) + KClO3(ac) + H2 O( )
Problema 2
UNI
Asignamos los estados de oxidación a
Problema 3
Nivel intermedio
A ) 20
B)
28
D) 4 3
E)
48
C)
37
UNI Nivel intermedio
A ) 4; 1; 1
B) 6; 3; 3
D) 5; 1; 3
E) 12; 3; 7
C) 8; 2; 5
Resolución:
Podemos realizar el balance en forma iónica:
5.(Cl2° + 2e − → 2Cl−)
Resolución:
Escribimos cada semireacción por separado. Simplificando:
Reemplazando:
reemplazando los coeficientes de los iones en la ecuación global y comple-
∑
coeficientes totales = 43
3Cl2 + 6KOH → 5KCl + 1KClO3 + 3H2O
tando por tanteo: I2 + 10HNO3 → 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H2O
UNI 2014 - II
Respuesta: D) 43
69
Respuesta: D) 5; 1; 3
QUÍMICA
QUÍMICA
ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO DESARROLLO DEL TEMA
ESTADO SÓLIDO Propiedades generales
Es todo material que a temperatura ambiente adopta forma y volumen definido, debido a que entre sus partículas componentes, la fuerza de cohesión es mayor que la fuerza de repulsión.
• No poseen punto de fusión definido. • Son isotrópicos ya que en cualquier dirección algunas propiedades físicas son iguales. • Por lo general son mezclas y no sustancias.
I. OTRAS CARACTERÍSTICAS • Son incompresibles y rígidos al calentarlos, la mayoría
B. Sólidos cristalinos
Están formados por partículas discretas que siguen una distribución ordenada tal que el conjunto adquiere una geometría espacial definida.
de ellos se dilatan aumentando su volumen.
• Si se reduce bruscamente la temperatura en ellos, (T ≤ −70 º C) cambiarán al estado ultrafrío.
• Sus partículas componentes solo poseen movimiento Propiedades generales
vibratorio por lo que su difusión es muy lenta (en años) o nula.
• Su entropía es muy baja.
• Poseen punto de fusión definido. • Son anisotrópicos osea algunas de sus propie-
II. CLASES DE SÓLIDOS
dades físicas dependen de la dirección en la que son medidas.
• Isomorfismo: cuando sustancias diferentes cristalizan en el mismo sistema. Ejemplo: NaC : Sistema cúbico Hierro: Sistema cúbico • Polimorfismo: cuando una misma sustancia se
Pueden ser amorfos y cristalinos. A. Sólidos amorfos
Son aquellos sólidos que en su estructura interna; sus partículas no presentan una geometría definida, por la presencia de impurezas; algunas las llaman
puede presentar en 2 o más formas cristalinas diferentes. Ejemplo: CaCO3 (romboedrico): Calcita CaCO3 (ortorrómbico): Aragonita
también "líquidos sobreenfriados".
Ejemplo: El vidrio, brea, plásticos, etc. Clases de sólidos cristalinos
UNI 2014 - II
70
QUÍMICA
ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO
ESTADO LÍQUIDO B. Punto de ebullición
Un líquido es un fluido cuyo estado es intermedio entre el
sólido y gas, posee forma variable y volumen definido,
Es la temperatura a la cual hierve un líquido y ello
ocurre cuando la presión de su vapor iguala a la
además entre sus moléculas las fuerzas de cohesión y
presión externa sobre la superficie líquida.
repulsión son equivalentes.
La ebullición es un proceso violento donde toda la masa líquida pasa al estado de vapor, sin cambiar la temperatura (mientras que haya líquido).
I. CARACTERÍSTICAS GENERALES • El desorden molecular o iónico (entropía) es mayor que en un sólido pero menor que el de un gas. • La Ec molecular es directamente proporcional a la
La ebullición normal Es la temperatura a la cual la presión de vapor es 1 atm ó
760 mmHg. A mayor altitud en la tierra: menor pre-
temperatura.
sión atmosférica, entonces menos temperatura de ebullición.
• Son isotrópicos, su grado de compresibilidad es muy pequeña (despreciable).
II. PROPIEDADES INTENSIVAS A. Presión de vapor de un líquido o tensión de vapor
Es el conjunto de choques de las moléculas del vapor contra las paredes del recipiente que lo
contiene, a cierta temperatura. Se mide cuando los procesos de condensación y evaporación están
Observación:
en equilibrio.
En Lima los frijoles cuecen mejor que en Huancayo.
UNI 2014 - II
71
QUÍMICA
ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO C. Viscosidad ( µ )
D. Tensión superficial ( )
Es la resistencia que ofrece la capa de un líquido a
Es la medida de la fuerza elástica por unidad de
fluir sobre otra adyacente. Esta depende de la fuer-
longitud, que actúa en una superficie líquida. También se dice que es la energía requerida para
zas intermoleculares, de la forma y tamaño de las
expandir la superficie de un líquido, cierta unidad de área.
moléculas.
Por lo general: µsólido > µlíquido > µgas
Sean 2 capas adyacentes de un líquido de área "A", donde una de las capas se deslizan con una fuerza "F" a una rapidez o velocidad v.
Unidades: N ; dina ; erg ; J 2 2 m
cm
cm
m
La tensión superficial ( ) se debe a la fuerza resultante que presentan las moléculas en la superficie del líquido que las atraen hacia el interior, formando una especie de capa o película. Esto explica el por qué ciertos insectos pueden caminar o cuerpos li-
vianos (aguja o guilletts) pueden permanecer flotando en la superficie del agua.
Unidades en el sistema c.g.s.
• Por la tensión superficial las fuerzas intermoleculares tratan de reducir el área superficial a la forma esférica.
g cm • cm 2 g = s = poise (p) µ = cm • cm2 cm • s s
Ejemplo:
Gotas de Hg y agua.
Tabla de viscosidad de algunos líquidos y gases
A 20 ºC y 1 atm de presión
Tabla de tensión superficial de algunos líquidos a 20 °C.
Factores que afectan la tensión superficial
• A mayor temperatura, menor tensión superficial. • La presencia de iones en un líquido polar, aumenta la tensión superficial.
• La presencia de sustancias tensoactivas (jabón y detergente) disminuyen la tensión superficial. UNI 2014 - II
72
QUÍMICA
ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO
DIAGRAMA DE FASES Y CURVA DE CALENTAMIENTO Y ENFRIAMIENTO I. CURVAS DE CALENTAMIENTO Y ENFRIAMIENTO
sustancia que es estable a determinadas condiciones
de temperatura y presión. La forma general de un diagrama de fases para una sustancia que exhibe tres fases. El diagrama contienen tres curvas impor-
En el laboratorio, se puede tomar una muestra sólida
de una sustancia pura y registrar cada minuto su tem-
tantes, cada una de las cuales representa las condiciones de temperatura y presión en las que las distintas fases pueden coexistir en equilibrio.
peratura mientras se calienta a una velocidad constan-
te. Los datos se pueden usar luego para trazar una gráfica de temperatura en el eje de las ordenadas contra el tiempo de calentamiento, en el eje de las abscisas.
• La línea de A y B es la curva de presión de vapor del líquido; representa el equilibrio entre las fases líquida y gaseosa. El punto de esta curva en el
Conforme se calienta la muestra sólida, se observa que
la temperatura sube de manera regular hasta que co-
que la presión de vapor es de 1 atm es el punto
mienza la fusión y permanece mientras que toda la
de ebullición normal de la sustancia. La curva de presión de vapor termina en el punto crítico. (B),
muestra sólida se convierta en sustancia líquida. Si la muestra está en un recipiente cerrado, el vapor no
que es la tem peratur a críti ca y la presión crítica de la sustancia. Más allá del punto crítico, no es posible
podrá escapar y su temperatura comenzará a elevarse
otra vez, si se continúa el calentamiento, después de
distinguir las fases líquida y gaseosa. • La línea de A a C representa la variación de la
la temperatura de ebullición, produciéndose vapor sobrecalentado, como es el caso que ocurre en una
presión de vapor del sólido al sublimarse a diferentes tem-peraturas.
olla de presión.
• La línea de A a D representa el cambio del punto de fusión del sólido al aumentar la presión, esta línea suele tener una pequeña pendiente hacia la derecha al aumentar la presión. Para la mayor parte de las sustancias, el sólido es más denso
que el líquido; por tanto, un aumento de la presión por lo regular favorece la fase sólida, más compacta. Por ello, se requieren temperaturas más altas para fundir el sólido a presiones más altas. El punto de fusión de una sustancia es idéntico a su pun-
to de congelación. La única diferencia entre los dos es la dirección en que debe cambiar la tem-
peratura para que se efectúe el cambio de fase. El punto de fusión a 1 atm es el punto de fusión normal.
El punto A, donde se intersecan las tres curvas, se conoce como punto triple. A esta tempera-
Curva de calentamiento del hielo hasta su conversión
en vapor de agua desde –25 °C hasta +125 °C.
El equilibrio entre un líquido y su vapor no es el único
tura y presión las tres fases coexisten en equilibrio. Cualquier otro punto de las tres curvas representa un equilibrio entre dos fases. Cualquier punto del
equilibrio dinámico que puede existir entre los estados
diagrama que no cae, en una línea, corresponde a
de agregación de la materia. En condiciones apropia-
condiciones en las que solo está presente una fase.
das de temperatura y presión, un sólido puede estar en equilibrio con su estado líquido o incluso con su
Cabe señalar que la fase gaseosa es la fase estable a baja presión y alta temperatura, las condiciones en
fase de vapor. Un diagrama de fases es una forma grá-
las que la fase sólida es estable se extienden a tem-
fica de resumir las condiciones en las que existen equi-
peraturas bajas y presiones altas. El intervalo de es-
librios entre los diferentes estados de agregación de la
tabilidad de los líquidos está entre las otras dos re-
II. DIAGRAMA DE FASES
giones.
materia, y también nos permite predecir la fase de una UNI 2014 - II
73
QUÍMICA
ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO
Para cada sustancia, existe una temperatura por enci-
ma de la cual el gas no puede licuarse, independiente de la presión que se aplique.
La temperatura más alta en la que una sustancia puede existir como líquido es su temperatura crítica. La presión crítica es la presión que debe aplicarse para lo-
grar la licuefacción a esta temperatura crítica, cuanto más intensas sean las fuerzas de atracción
intermoleculares, más fácil será licuar un gas. Y por tanto, más alta será la temperatura crítica de la sustan-
cia. Las temperaturas y presiones críticas de la sus-
Forma general de un diagrama de fases de un sistema que exhibe tres fases: gas, líquido y sólido.
tancia, a menudo, tienen una importancia considera-
ble para los ingenieros y otras personas que trabajan con gases porque proporcionan información acerca de las condiciones en que los gases se licuan. A veces, nos interesa licuar un gas; otras veces queremos evitar licuarlo. Es inútil tratar de licuar un gas aplicando presión, si el gas está por encima de su
III. TEMPERATURA Y PRESIÓN CRÍTICAS Los gases se pueden licuar comprimiéndolos a una tem-peratura apropiada. Al aumentar la temperatura, los gases se vuelven más difíciles de licuar porque sus moléculas tienen mayor energía cinética.
temperatura crítica. Temperaturas y presiones críti-
cas de algunas sustancias selectas.
PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1
A) Agua
Para los siguientes compuestos en los
B) Ácido acético
cuales su presión de vapor en torr se
indica entre paréntesis:
Por lo que el benceno (C 6H6) al tener
mayor presión de vapor llegara más rápido a la ebullición esto por estar más
C) Benceno
cerca a la presión atmosférica.
D) Alcohol etílico H2O(17, 53) C6H6(74,7)
CH3COOH(11,7)
Respuesta: C) Benceno
E) Todos tienen igual temperatura de ebullición.
CH3CH2OH (43,9)
Problema 2 ¿Qué líquido tiene menor temperatura de ebullición? UNI 90 Nivel fácil
UNI 2014 - II
Resolución: El
punto
de
ebullición
de
un
compuesto es la temperatura a la cual la presión de vapor de la sustancia se
iguala a la presión atmosférica.
74
Determinar cuál o cuáles de las siguientes sustancias es o son solubles en agua: I.
Metanol, CH 3OH
II. Tetracloruro de carbono, CC 4
QUÍMICA
ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO
III. Hexano: CH3(CH2)4CH3 Número atómico: H = 1, C = 6, C = 17, O = 8
hidrógeno por lo que es soluble con el agua que es polar y posee puente hidrógeno.
Electronegatividades:
Respuesta: A) Solo I
Nivel intermedio
A) Solo I
Señale las alternativas que contienen las proposiciones correctas: ralmente aumenta al elevarse la
C) I y III
temperatura.
D) II y III
II. La tensión superficial disminuye al
E) I, II y III
aumentar la temperatura.
III. La viscosidad del n-nonano es meResolución:
nor que la del n-heptano.
El metanol es una sustancia polar tie-
UNI 2001 - II
ne el enlace intermolecular puente de
Nivel difícil
UNI 2014 - II
C) III D) I y II
Problema 3
I. La viscosidad de un líquido gene-
B) Solo II
B) II
E ) II y III
H = 2,1; C = 2,5; O = 3,5; C = 3, 0 UNI 2000 - II
A) I
75
Resolución:
I. Incorrecto: A mayor temperatura menor será la viscosidad del líquido.
II. Correcto: A mayor temperatura menor será la tensión superficial.
III. Incorrecto: A mayor agrupación de átomos o masa molecular mayor será la viscosidad.
Respuesta: B) II
QUÍMICA
QUÍMICA
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA DESARROLLO DEL TEMA I. UNIDAD DE MASA ATÓMICA (uma) mA(E) A ⋅ a + A2 ⋅ a2 + A 3 ⋅ a3 = 1 1 100 Aproximada
Se define como la doceava parte de la masa del isótopo del carbono –12, al cual se le ha asignado la masa de 12 uma. Donde:
A1, A 2 y A3: números de masa.
1 u.m.a = 1 masa de un átomo de 12C = 1, 66 ×10 −24 g 12
a1%, a 2% y a3%: porcentajes de abundancia. Escala de masas atómicas de los principales elementos
II. MASA ATÓMICA RELATIVA (mA) Indica las veces que la masa de un átomo está contenida en la masa de otro. Se calcula dividiendo la masa de un átomo de cierto elemento entre la doceava parte de la masa del isótopo del carbono –12.
m.A(E) =
masa de un átomo (E) 1 masa de un átomo 12C 12
Las masas atómicas se expresan en uma. La masa atómica relativa carece de unidades.
III. MASA ATÓMICA PROMEDIO Esta masa atómica se obtiene de un promedio ponderado, usando los isótopos de un elemento.
A1 E Z a1 %
UNI 2014 - II
A 2 E Z a2 %
A 3 E Z a3 %
76
QUÍMICA
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
IV. MASA MOLECULAR (M)
P.F
3. Compuesto ióni
Es la suma de las masas atómicas de los átomos presentes en un compuesto covalente molecular.
NaCl Fe2(SO4)3
M
58,5 uma 400 uma
→ →
→ →
58,5 g/mol 400 g/mol
Ejemplo
H 2O
→
HNO3
VIII.NÚMERO DE MOLES ( n)
M = 2(1) + 1(16) = 18 uma M = 1(1) + 1(14) + 3(16) = 63 uma
→
A. Para un elemento
Un mol del elemento es numéricamente igual a su masa atómica expresada en gramos, el cual contiene el N A átomos del elemento.
V. MASA FÓRMULA O PESO FÓRMULA (P.F) Es la suma de masas de los átomos presentes en un compuesto iónico.
Ejemplo:
Ejemplo:
1mol(O) = 16 g = 6,022×1023 átomos de oxígeno.
NaC
P.F = 1(23) + 1(35,5) = 58,5 uma.
→
Ca(OH)2
→ P.F = 1(40) + 2(16) +
↑
m.A(O) = 16uma
2(1) = 74 uma.
1mol(Ca) = 40 g= 6,022×1023 átomos de calcio.
VI. CONCEPTO DE MOL
↑
m.A(Ca) = 40uma
Es una unidad que se utiliza para expresar la cantidad de una sustancia. Se representa por el número de Avogadro (N A).
n = masa m.A.
1 mol = 6, 022 × 1023 unidades = N A g 1uma < > 1 Na
( )
=
Número de átomos N A
B. Para una sustancia molecular
VII.MASA MOLAR (M)
Un mol de una sustancia molecular es numéricamente igual a su masa molecular expresado en gramos, el cual contiene el N A de moléculas.
Es la masa expresada en gramos de una mol de sustancia y es numéricamente igual al m.A, M y P.F..
Ejemplo: •
Ejemplo:
1 mol (H2O) =18
g = N A moléculas (H 2O)
M(H2O) = 18 uma. 1. Elemento
Ca S
m.A →
40 uma
→
32 uma
M →
40 g/mol
→
32 g/mol
•
1 mol (H2SO4)=98
g = N A moléculas (H 2SO4)
M(H2SO4 ) = 98 uma.
M
2. Molécula
H2SO4 C6H12O6
→ →
UNI 2014 - II
98 uma 180 uma
M → →
98 g/mol
n = masa M
180 g/mol 77
=
Número de moléculas N A QUÍMICA
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1
A) 2,41 x 1024
Conclusiones
Una muestra de glucosa (C 6H12O6) contiene 4 x 10 22 átomos de carbono. ¿Cuántos moles de glucosa contiene la muestra? Dato: N A = 6,02 x 10 23
B) 2,65 x 1024
x = 2,89 . 1025 neutrones.
UNI 2009 - II
C) 7,22 x 1024 Respuesta: E) 2,89 . 10 25 neutrones
D) 1,38 x 1025 E ) 2,89 x 1025
Problema 3
A) 6,6 x 10 –3 Resolución:
B) 1,1 x 10 –2
Ubicación de incógnita
C) 6,6 x 10 –2
Piden el número de neutrones.
D) 1,1 x 10 –1 E ) 6,6 x 10 –1
Análisis de los dat os o gráficos
UNI 1992
Datos:
Resolución:
Ubicación de incógnita
Cálculo del # mol de la glucosa (C 6H12O6)
– m(N.A) = 92 g
Nivel intermedio
A) 1, 45 ×108
– NA = 6,02 . 1023
B) 2,15 ×1010
Análisis de los datos o gráficos
Sabemos que en 1 mol de C6H12O6 existen:
Operación del problema
E) 8, 24 × 1024
1 mol C6H12O6 → 6 mol de átomos (C) 1 mol C6H12O6 → 6 × 6,022.10 23 átomos (C) n → 4 . 10 22 átomos (C) 4 1022 6 × 6, 022 2023
n = 1,11.10 –2 mol de glucosa Respuesta: B) 1,11 .10 –2 mol de glucosa
Problema 2
¿Cuántos neutrones hay en 92 gramos 23Na? de sodio, 11 Número de avogadro = 6,02 x 10 23 UNI 2009 - I
UNI 2014 - II
C) 3, 06 ×1013 D) 6,10 × 1015
a) Aplicación de fórmula
n=
La balanza más sensible puede indicar variaciones de 10 –8 g aproximadamente. El número de átomos de oro (mA: 196,97) que habrá en una partícula de este peso será:
nNa
=
92 23
=
m = # Átomos m.A N A # Átomos 6,02.10 23
b) Solución del problema # Átomos = 24,08 . 1023 1 átomo de sodio 12 neutrones. ↓
Para los elementos:
n = m = #átomos mA N A
23 11 Na posee
1 átomo Na → 12n0. ⇒ 24,08 . 1023 átomos Na → x. x = 288,96 . 10 23 = 2,89 . 10 25 neutrones.
78
Resolución:
10 −8 196,97
=
# átomos 6,022 1023
# átomos = 3, 06 × 1013 Respuesta: C) 3, 06 × 1013
QUÍMICA
QUÍMICA
ESTADO GASEOSO DESARROLLO DEL TEMA I.
GAS REAL
II. GAS IDEAL O PERFECTO
Como su nombre lo indica es todo aquel gas hipotético
Es aquel material que existe en forma natural en dicho estado, además no posee forma ni volumen definido, ya que ello depende del recipiente que lo contiene; además entre sus moléculas, la fuerza de repulsión, es mucho mayor que la fuerza de cohesión.
que cumple con las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac.
A. Cualidades de un gas ideal
A. Cualidades de un gas real
•
Temperatura baja
•
Presión alta
•
Velocidad y energía cinética de sus moléculas es alta.
•
Volumen de cada molécula es mayor de cero.
•
Fuerza de cohesión es mayor de cero.
•
Temperatura muy alta.
•
Presión muy baja.
•
Velocidad y energía cinética de sus moléculas es muy alta.
•
Volumen de cada molécula es despresiable.
•
Fuerza de cohesión es despresiable.
B. Leyes de los gases ideales
1. Ley de Clausius (Proceso general)
B. Otras cualidades
Se cumple cuando la presión, volumen y tem-
1. Expansibilidad
peratura varían simultáneamente.
Todo gas trata de ocupar el máximo volumen que le sea posible independientemente de los otros gases que lo acompañan.
2. Compresibilidad Todo gas puede ser fácilmente comprimido a volúmenes pequeños. 3. Difusión Todo gas puede pasar de un recinto a otra mezclándose con otros gases.
P1 .V1 P .V = 2 2 T1 T2
4. Efusión Todo gas puede pasar a través de orificios pequeños de una pared permeable o semipermeable. UNI 2014 - II
79
P1 P2 = P1 .T1 P 2 .T 2 QUÍMICA
ESTADO GASEOSO
Exigimos más! 2. Ley de Boyle - Mariotte: (Proceso isotérmico: T
cte). Para una misma masa gaseosa, si la
→
– Si: x / y
temperatura es constante, entonces la presión
=
k⇒
absoluta es inversamente proporcional con su volumen.
P1
V1 = P 2
V2
1. Gráfica P vs V
3. Ley de Gay – Lussac: (Proceso isocórico, isovolumétrico o isométrico: V → cte). Para una misma masa gaseosa si el volumen es constante, entonces la presión absoluta es directamente proporcional con su temperatura absoluta .
P1 P = 2 T1 T2 4. Ley de Jacques Charles: (Proceso isóbárico: P
cte). Para una misma masa gaseosa si la
→
presión es constante, el volumen es directamente proporcional a su temperatura absoluta. • P vs V –1 P
V 1 V2 = T1 T2
T
2
T
Observaciones:
1
–1 V
1. Las fórmulas solo se aplican cuando el gas sea el mismo y su masa no varíe.
T
2. La fórmula: P1 P2 = P1 T1 P2 T2
2
> T
1
• P . V vs P
se puede aplicar cuando la masa del gas varíe.
PV
3. En cualquiera de las fórmulas la P y T deben
T
estar en unidades absolutas.
T
4. Si en un problema no nos dicen nada de la absolutas y/o normales. T
2
> T
1
D. Gráficas de gases ideales
Nociones de gráfica
Si: x y
=
k 1
2. Gráfica P vs T
⇒
UNI 2014 - II
80
1
P
presión o temperatura se supone que éstas son
–
2
QUÍMICA
ESTADO GASEOSO
Exigimos más!
V(L)
V > V 1
2
• V vs T –1
• P vs T –1
• V . T –1 vs T
• P . T –1 vs T 4. Ley de Clapeyron: ecuación universal de las clases ideales Llamada también ecuación de estado, establece una condición particular de un gas ideal definida por su presión, volumen y temperatura.
Esta se expresa así:
PV = nRT
Donde:
3. Gráfica V vs T
P
→
presión absoluta del gas.
V
→
volumen del gas.
T
→
temperatura absoluta del gas.
n
→
moles del gas.
R
→
constante universal de los gases.
atm.L R = 0,082 mol K ; UNI 2014 - II
81
R = 62,4
mmHg.L mol K
QUÍMICA
ESTADO GASEOSO
Exigimos más!
PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1
Problema 2
Problema 3
¿Cuántos átomos de nitrógeno existen
¿Cuál es la masa de 250 mL de nitrógeno (N2) medidas a 740 mmHg de presión y 25 ºC?
A la temperatura T y 733 mmHg de presión,
en un balón que contiene 500 mL de ese gas, a una presión de 3 atm y 27 °C
UNI
de temperatura.
Nivel difícil
(N A = número de avogadro)
A) 0,279 g UNI 1990 C) 2,79 g E) 0,11 g Nivel fácil
A) 0,52 N A
B) 28 g D) 1,93 g
igual a la densidad del aire a la misma temperatura y 760 mmHg de presión. ¿Cuál será el peso molecular del hidrocarburo? Peso molecular del aire es 29. UNI 1992 Nivel difícil
Resolución:
B) 0,30 N A
la densidad de un cierto hidrocarburo es
A) 16
Análisis de los datos:
B) 20
C) 0,35 N A
C) 24
D) 0,12 N A
W = ?g; M = 28 g/mol; T = 25 ºC = 298 K
E) 0,06 N A
V = 0,25 L
D) 29 E) 30
P = 740 mmHg; R = 62,4 Resolución:
Resolución:
Aplicando la ecuación universal de los
De la ecuación universal:
D
gases ideales.
V = nRT ⇒ n = PV RT P = 3 atm
P.V. =
V = 0,5 L =
T = 300 K
W RT M
→
W
=
PvM RT
(740)(0,25)(28) (62,4)(298)
atm L R = 0,082 mol K
=
PM RT
⇒
M=
DRT P
Para el hidrocarburo: M = DRT ....1 733 Para el aire: 29 = DRT ....2 760 Entonces de 1 entre 2:
n = 0, 06 mol = 0,06 N A
∴
Respuesta: E) 0,06 N o
UNI 2014 - II
M 29
W = 0,279 g
Respuesta: C) 2,79 g
82
=
760 733
⇒
M = 30, 07
Respuesta: E) 30
QUÍMICA
QUÍMICA
MEZCLA DE GASES Y LEYES DE GRAHAM DESARROLLO DEL TEMA
MEZCLA DE GASES II. LEY DE AMAGAT (DE LOS VOLÚMENES PARCIALES)
Es la unión de 2 ó más sustancias gaseosas sin que entre ellas haya reacción química.
En toda mezcla gaseosa su volumen total es igual a la suma de los volúmenes parciales de sus respectivos componentes, siempre que el volumen parcial de cada componente sea igual al volumen que ocuparía este cuando estuviera solo afectado pero por las mismas condiciones de presión y temperatura que la mezcla.
I. LEY DE DALTON (DE LAS PRESIONES PARCIALES) En toda mezcla gaseosa, la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de sus respectivos componentes, siempre y cuando dicha presión parcial sea igual a la presión que ejercería cada componente, cuando estuviera solo pero afectado por las mismas condiciones de volumen y temperatura que la mezcla. Analizando:
Sabemos: ntotal = n A + n B; pero: Sabemos: ntotal = n A + n B ; pero: Reemplazamos:
PT V RT •
⇒
∴ PT
=
PA V RT •
=
PB V RT
PVT RT
•
+
PA + PB y PT = PP A + PPB ... (I)
Donde:
PP A PPB
PA = PB
∴
UNI 2014 - II
→
=
PVA RT
VA + VB y
VT
+
PVB RT
=
VP A + VPB ... (II)
VP A = VA Donde: V = V Siempre que P y T → Ctes. PB PB
=
Siempre que V y T
VT
=
Ctes
83
QUÍMICA
MEZCLA DE GASES Y LEYES DE GRAHAM
III. POR DALTON Y AMAGAT
V. MASA MOLECULAR APARENTE, TOTAL O PROMEDIO DE UNA MEZCLA GASEOSA MT
A V y T Constante: % n A = %PA A P y T Constante: % n A = %VA
Sabemos que: mT = mA + mB pero: ⇒
IV. FRACCIÓN MOLAR DE UN COMPONENTE EN UNA MEZCLA GASEOSA ( f m )
∴
n T M T = nA M A + nB MB M T = X A M A + XB MB =
mT n T ... (VII)
Es la relación que existe entre el moles de un componente y el moles totales. Sabemos que: n T
X A =
∴
nB nT
=
VI. PORCENTAJE EN MASA DE UN COMPONENTE EN UNA MEZCLAGASEOSA ( % m A )
nA + nB nB nT
XB =
X A + XB =
⇒
n A nB + nT nT
Sabemos que:
% m A =
M A n A m A 100% = 100% mT M nT T
∴
X A + XB = 1 ... (VI)
%m A
=
M A ... (VIII) m A 100% = %nA mT M T
GASES HÚMEDOS (G.H.) Es aquella mezcla gaseosa especial donde uno de los compo nentes es el vapor de un líquido (en particular el vapor de agua) y el otro es un gas seco.
∴
•
PGH = PPG S
+
(I)
PPV H O 2
Por principio de vasos comunicantes.
⇒
Pm = Pn
∴
PG H = Patm
También ello ocurre en el medio ambiente.
(
A. Presión parcial de vapor de H2O PP V.H
•
Todo gas húmedo está gobernado por la Ley de Dalton;
o sea:
VGH TGH
=
=
VGS
TGS
UNI 2014 - II
=
=
VV H •
TV H •
2O
2O
=
=
)
Es la presión que ejerce el vapor de agua cuando está como parte de un gas húmedo.
(
B. Presión de vapor de H2O P V.H
V()
2O
2O
)
Es la presión de vapor de agua cuando está solo, llamado también tensión de vapor o presión de vapor saturado. Depende sólo de la temperatura.
T (º C)
84
QUÍMICA
MEZCLA DE GASES Y LEYES DE GRAHAM
Ejemplo: Agua hirviendo
Ejemplo:
HUMEDAD RELATIVA (H.R.) Es una relación porcentual entre la: PP y la P V V H 2O a la misma temperatura. P V H2O → 100% •
Gráfica: P V H 2 O vs T •
⇒
∴
H.R. =
•
H2 O
PPV H2O 100% P V H2O
.....(II)
PPV H2O → H.R. Reemplazando en (I): PG H = PPG S
+
H.R.P V H2O ....(II) 100%
CINÉTICA DE GASES •
Para todo gas ideal, la velocidad y energía cinética de
• Velocidad lineal promedio de una molécula gaseosa ( u )
sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta que lo afecta. A. Energía cinética ( εc )
•
3RT = 3P P M cm m km Mm Unidades: s ; s ; s ; s (III) u = u2
Para una molécula gaseosa
(I)
εc =
1 mµ2 = 3 kT 2 2
M : masa de una molécula k : constante de Boltzman µ : velocidad de una molécula
1 Mu2 = 3 RT 2 2 M : masa molar donde: k = 1,38 10−16 ergio/mólecula • K Ec = ε c NA R = 8,31 107 ergio/mol • K M = m N A =
R = 8,31 kPa / mol K
R = k N A
Para 2 gases a las mismas condiciones de P y T, sus velocidades de difusión o efusión, son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus respectivas masas moleculares o densidades. Veamos: Sean 2 gases A y B que se transportan por ductos.
donde: v A : Velocidad volumétrica de A o Caudal de A. vB : Velocidad volumétrica de B o Caudal de B..
107 ergio =1 J =1kPa UNI 2014 - II
=
(Ley de Thomas Graham)
Para una mol del gas
(II) Ec
3kT m
I. DIFUSIÓN Y EFUSIÓN GASEOSA
B. Energía cinética (Ec)
•
=
85
QUÍMICA
MEZCLA DE GASES Y LEYES DE GRAHAM
• Por Graham
MB tB P = = B t A PA M A
⇒
v A MB P = = B vB M A PA
(II)
Siempre que: P y T
→
b . Si : t A
ctes.
Casos de la Ley de Graham
a. Si: V A
⇒
v A vB
=
VB
=
⇒
V()
V A t = A VB tB
=
tB
=
ts
V A v A t A = vB VB tB
⇒
v A MB = PB = nA = vB PA nB M A
PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1
¿En cuál de los siguientes sistemas todos ellos a 1 atm de presión tiene el oxígeno la máxima presión? UNI 1970 Nivel fácil
A) Oxígeno: 0,5 moles Nitrógeno 1,5 moles B) Oxígeno: 20% (volumen) Anhibrido carbónico 80% (vol) C) Oxígeno: 16% (peso) Hidrógeno 84% (peso) D) Oxígeno: 16 gramos Oxido carbónico 28 gramos E) Oxígeno: 22% en peso Nitrógeno 0,8 atm
Problema 2 Las presiones parciales de cuatro ga-
ses contenidos en un recipiente de 6 litros a 727 °C son:
PCO2 = 0, 82 atm PCO = 0, 84 atm
PH2 = 0,21 atm PH2O = 0, 32 atm
¿Cuántos gramos de gas CO 2 hay en el recipiente? Pesos atómicos: C(12)
R = 0,082 L atm
O(16)
molK
UNI 1980 Nivel intermedio
A) 2,6 4 D) 1,15
B) 1,65 E) 3,45
Analizando cada alternativa, llegamos a:
16 32
nO2
=
nCO
=
PO2
=
nO2 × PT nT
PO2
=
0,5 x 1 = 0, 333 atm 1,5
=
0,5 mol
28 = 1 mol 28
Sabemos por definición: PV = nRT Para el CO 2: PCO2V T = nCO2 RT
0, 82 x 6 =
mCO2
mCO2 0,082 1000 44 =
2, 64 g de CO2 Respuesta: A) 2,64
Problema 3 Respuesta: D) Oxígeno: 16 gramos
Óxido carbónico 28 gramos UNI 2014 - II
En un balón de acero de 5 litros de capacidad se introducen 28 g de N 2 y 24 g de O2 a 127 °C. 86
UNI Nivel difícil
A) 3,65 C) 6,56 E) 22,96
B) 4,92 D) 11,48
Resolución:
PT
=
PN2 + PO2 ... α
Sabemos que:
C) 0,9 6
Resolución: Resolución:
Determinar la presión de la mezcla gaseosa en atmósferas. (PM: N2 = 28; O2 = 32)
P = mRT MV Para el N2:
PN2 PN2
=
28 0, 082 400 28 5
=
6, 56 atm ... (1)
PO2
=
24 0, 082 400 32 5
PO2
=
4, 92 atm ...(2)
Para el O 2:
1 y 2 en (α): P T = 11,48 atm Respuesta: D) 11,48 QUÍMICA
QUÍMICA
LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS DESARROLLO DEL TEMA
ESTEQUIOMETRÍA I. DEFINICIÓN Estudia las relaciones cuantitativas, ya sea con respecto a la masa, volumen, etc., de los componentes de una reacción química, dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas pueden ser ponderales y/o volumétricas.
Ejemplo: Sea la oxidación del Calcio P.A (Ca = 40)
II. LEYES PONDERALES: Estudia exclusivamente las masas de las sustancias que participan en una reacción química, puede ser de 4 clases. A. Ley de la conservación de la masa (de La voisieri)
En todo proceso químico, se cumple que la masa total de los reactantes es igual a la masa total de los productos.
Observación:
De la reacción entre Ca y O 2. Reactivo limitante Es la sustancia que en una reacción química, toda su masa se consume completamente, limitando la cantidad necesaria que va a reaccionar de la otra sustancia.
Ejemplo Sea la síntesis de Haber – Bosch para obtener amoníaco: NH3. P.A. (N = 14; H = 1)
Ejemplo: El calcio. Reactivo en exceso Es la sustancia que en una reacción química, su masa no se consume totalmente, porque en la reacción entra más de lo debido de ésta sustancia. Ejemplo: El oxígeno. C. Ley de las proporciones múltiples (de Dalton)
Si dos sustancias simples reaccionan para generar dos o más sustancias de una misma fu nción química, se observará que mientras la masa de uno de ellos es constante, la masa del o tro varía en relación de números enteros y sencillos.
B. Ley de las proporciones fijas y definidas (de Proust)
Las masa de 2 ó más componentes de una reacción química, guardan siempre una relación fija o constante, cualquiera sean estas masas. UNI 2014 - II
87
QUÍMICA
LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS
Exigimos más! Ejemplo:
Ejemplo:
Sea la combinación iónica.
Sea la combustión del metano.
Se observa que:
D. Ley de las proporciones recíprocas (de Wenzel - Richter)
Si las masas de dos sustancias A y B pueden reaccionar separadamente con la misma masa de una
Recordar:
# moléculas Vgas PV n= m = = = M N A Vm n R T
tercera sustancia "C" entonces si A y B reaccionan
a C.N.
juntos, lo harán con la misma masa con que reaccionan con "C" o con masas múltiplos o submúltiplos a la mencionada.
Donde: Vm.n a C.N = 22,4L
IV. CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA (C.V.) Ejemplo:
Es una medida relativa del descenso del volumen en una reacción química respecto al volumen inicial (antes de la reacción). C.V =
• •
SR − SP SR
SR : Σ de volúmenes gaseosos de los reactantes SP : Σ de volúmenes gaseosos de los productos
Ejemplo: Hallar la contracción volumétrica de la combustión completa del etano. Solución:
III. LEYES VOLUMÉTRICAS: (DE GAY LUSSAC) Gobiernan únicamente a los volúmenes de los componentes gaseosos, pueden ser de 3 clases: 1. Ley de las proporciones fijas y definidas. 2. Ley de las proporciones múltiples. 3. Ley de las proporciones recíprocas. El análisis de cada ley volumétrica es semejante al de
C.V. = 5 9
cada ley ponderal. UNI 2014 - II
88
QUÍMICA
LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS
Exigimos más!
MASAS EQUIVALENTES (meq) Es la masa de aquella sustancia que se combina con una mol de átomos de hidrógeno o sustituye la misma cantidad de átomos de hidrógeno en las reacciones químicas. Para calcularla matemáticamente depende del tipo de reacción donde se encuentra la sustancia.
I. CUANDO LA SUSTANCIA ESTÁ EN UNA REACCIÓN NO REDOX O EN UNA SOLUCIÓN
•
3264
•
•
mA MF
S O24 – : meq = 96 = 48 2 ↓↓ 18 N H+ 4 : meq = 1 = 18 ↓ ↓ 14 4 + 2 −1 294 → Ca I2 : meq = Ca I2 = 147 2 −2 +2 ↓ ↓ 40 254
+3 2− • Fe ( S O ) → Fe ( SO4 ) : meq = 400 = 66, 67 3 2 4 3 2 6 +6 −6 ↓ ↓ ↓ 112 96 192
MF
MF MF meq
En las fórmulas mencionadas, al denominador se le designará por el parámetro “ θ ”
(
)
(
•
M ( OH) x : meq(Hidróxido) = meq Mx + + meq OH–
•
M ( NO 3 )2 : meq(sal) = meq M2+ + meq NO3–
•
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2 O
(
)
(
)
)
meq (H3PO 4 ) = .... En general:
•
P – Eq =
M ,mA o MF θ
meq Mg(OH)2 =
θ : Capacidad de reacción
II. CUANDO LA SUSTANCIA ESTÁ EN UNA REACCIÓN REDOX
Ejemplos: •
O : meq =
16 =8 2
•
O2 : meq = 32 / 4 = 8
•
A : me q =
•
•
meq = • •
27 =9 3
#e
M Tran sferido s
No se necesita balancear toda la ecuación química Sólo debe estar balanceado el elemento cuyo número de oxidación varía.
Ejemplo: Hallar el meq de cada sustancia en la ecuación siguiente:
108 N2 O5 : meq = = 10, 8 2 (5 ) ↓ ↓
Resolución:
NO3− + C − → N2O + C 2
+ 2C l
+10
+2
2
0
_ ( 2e )
Entonces:
Mg ( OH )2 : meq = 58 = 29 2 ↓
34
UNI 2014 - II
2
0
N2 O + C _ (+8e
98 H2 S O4 : meq = = 49 2 ↓ ↓ ↓ 2 32 6
24
+1
+5
2(NO3)
4
•
–
72 Fe O : meq = = 36 2 (1 ) ↓ ↓ 56 16
28 80
•
HBr + Mg(OH)2 → Mg(OH)Br + H2O
89
−
•
2 ( NO 3 ) : meq =
•
2C − : meq =
2 62 =15, 5 8
2 35, 5 = 35,5 2 QUÍMICA
