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GUIA DE UNIDAD 1:
SISTEMAS MATERIALES
El componente común a todos los cuerpos es la materia. Todo ente material ocupa un lugar en el espacio (tiene volumen) y posee masa. En el universo no sólo encontramos materia sino también energía. Esta última adopta diferentes formas y sufre continuos cambios. Los materiales pueden se, fundamentalmente, en tres estados físicos diferentes (estados de agregación de la materia): sólido, líquido, gaseoso. Los tres estados se diferencian por propiedades físicas muy concretas. Los gases llenan completamente cualquier espacio en que se encuentren y son fácilmente compresibles (disminuyen o aumentan su volumen fácilmente, frente a una compresión o una descompresión). Los líquidos a semejante de los gases, adoptan la forma del recipiente que los contiene. Sin embargo, mientras que un gas no tiene superficie límite, un liquido tiene una superficie que limita la extensión del espacio (volumen) que puede ocupar. Además los líquidos son prácticamente incompresibles. Los sólidos son incompresibles y poseen volumen y forma definida. Los sólidos son rígidos, los líquidos y los gases pueden fluir. Los materiales pueden pasar de un estado a otro (cambio de estado) mediante procesos físicos, es decir, transformaciones que no modifican su identidad. Estos cambios de estado reciben diferentes nombres. Un esquema nos permitirá recordarlos con mayor facilidad. LIQUIDO Fusión solidificación Vaporización licuación Volatilización SÓLIDO GASEOSO Condensación Propiedades y clasificación de los sistemas materiales Para llevar a cabo estudios químicos nos resulta útil definir la porción del universo qué será objeto de dichos estudios. Esta porción constituye un sistema material , que independizamos del resto del universo en forma real o imaginaria. Un sistema material puede interactuar con el medio o entorno, existiendo la posibilidad de que intercambie con este, materia y/o energía. Si intercambia materia y energía lo denominamos sistema abierto ; será cerrado cuando no pueda intercambiar materia pero si energía, y. aislado cuando no intercambie ni materia ni energía. Un sistema material puede contener uno o más cuerpos o partes de cuerpos. Además, un sistema material puede estar formado por uno o varios componentes (o sustancias). Si en un sistema existe más de un componente, decimos que dicho componente es una mezcla. Los sistemas materiales poseen propiedades, entendiendo por tales las cualidades que impresionan nuestros sentidos (sabor, olor) o instrumentos de medición (masa, dureza), así como también las formas en que interactúan entre ellos (combustibilidad, por ejemplo). Algunas propiedades dependen de la cantidad de material del sistema en estudio y las denominamos pr opiedades extensivas , ejemplo son el volumen y peso. A las propiedades que no dependen de la cantidad de material considerada sino del tipo de material, las denominamos propiedades intensivas o específicas ejemplo la dureza, la densidad, la combustibilidad, la solubilidad. Los materiales se caracterizan por sus propiedades intensivas. Si al analizar las propiedades intensivas de un sistema encontramos que tienen valores constantes en cualquier zona de este, decimos que se trata de un sistema homogéneo. Ej.: agua salada, alcohol. Si en cambio, encontramos variación en los valores de las propiedades intensivas en por lo menos dos zonas del sistema, decimos que el sistema es heterogéneo. Ej.: agua con hielo, aceite y vinagre. En este último el sistema encontramos distintas porciones en las cuales los valores de las propiedades intensivas son constantes; se trata de las distintas fases del sistema heterogéneo. Las fases tienen límites claros, definidos, que pueden notarse a simple vista o mediante instrumentos ópticos adecuados (lupa, microscopio). A estos limites o superficies de discontinuidad los llamamos interfases.
Se definen como sistemas homogéneos a aquellos que aparecen como tales aun observados con ultramicroscopio (microscopio en el cual la luz incide en forma lateral, es decir, perpendicular a la dirección en que se observa.) Un sistema coloidal es un sistema heterogéneo cuya fase dispersa posee un alto grado de subdivisión , por lo cual no puede ser observada en el microscopio común, pero sí es visible utilizando el ultramicroscopio. Las partículas dispersas se aprecian como puntos luminosos debido a la luz que dispersan, dando origen al llamado efecto Tyndall. Las partículas dispersas de un sistema coloidal atraviesan los filtros comunes, pero no dializan, es decir no atraviesan membranas como el celofán, etc. Tienen un gran poder adsorbente debido a su gran relación superficie / volumen. Son ejemplos de sistema coloidales la gelatina caliente (gel), gelatina fría (sol), la niebla (aerosol líquido), la mayonesa (emulsión), la leche (emulsión), las jaleas (sol), el humo (aerosol sólido), la espuma de afeitar y la crema batida (espuma), el queso (emulsión sólida) etc. Además, podemos mencionar algunas diferencias entre las propiedades de las mezclas heterogéneas y las mezclas homogéneas. En una mezcla heterogénea cada componente conserva su identidad y manifiesta sus propiedades características. En una mezcla homogénea (solución) las propiedades de ésta pueden ser muy diferentes a las de sus componentes. Los componentes de una mezcla heterogénea pueden estar en cualquier proporción, mientras que la composición de las soluciones, en general, sólo puede variar dentro de ciertos límites. Leyes Gravimétricas Antoine Lavoisier (1743-1794) pudo dar forma a una ley que es base fundamental de la química, es la Ley de la Conservación de la Masa , según la cual en las reacciones químicas la materia no se crea ni se destruye sino que sólo cambia la naturaleza de las sustancias, para evitar ambigüedades la ley debe enunciarse de la siguiente manera: la masa total de un sistema cerrado se mantiene constante, independientemente de los cambios físicos o químicos que en él se produzcan. Proust (1754-1826) enunció su Ley de las Proporciones Constantes de la siguiente manera: cuando 2 o más sustancias simples se combinan para dar un compuesto definido lo hacen siempre en una relación constante de masas. Como consecuencia de esta ley podemos definir un compuesto como una sustancia formada por 2 o más elementos combinados en proporciones de masas fijas y características, a diferencia de lo que ocurre en una mezcla, donde la composición es variable. Compuestos y sustancias simples Podemos diferenciar 2 tipos de sustancias: aquellas que pueden ser descompuestas en otras se denominan compuestos o sustancias compuestas, mientras que aquellas que no pueden ser descompuestas se denominan sustancias simples o sustancias elementales. Además, podemos decir que un compuesto es una sustancia que puede sintetizarse a partir de otras; las sustancias simples, en cambio, no pueden sintetizarse a partir de otras sustancias. Son ejemplos de compuestos sustancias tales como óxido de calcio, el agua., el propano, etc. Por su parte, el oro, el azufre, el calcio, el nitrógeno, el hierro son sustancias simples. Algunas sustancias simples pueden originar otras sustancias simples, diferentes de ellas. Decimos que son variedades alotrópicas o alótropos entre sí. Por Ej. El oxigeno y el ozono. Elementos Se denomina elemento al constituyente común a una sustancia simple, a sus variedades alotrópicas y a todas aquellas sustancias compuestas que por descomposición pueden originar dicha sustancia simple. Símbolos A todos los elementos se les ha asignado un símbolo químico constituido por 1 o 2 letras, que permite su uso e identificación internacional. El símbolo proviene en la mayoría de los casos de la primera o segunda letra de su nombre en latín como por Ej. Ag.: plata (argentium), K.: potasio (kalium), etc. Obsérvese que la segunda letra se escribe siempre en minúscula (cursiva o de imprenta) y la 1º letra se escribe siempre en mayúscula de imprenta. TABLA PERIÓDICA
Se llama número atómico y se simboliza por Z , a la cantidad de protones en el núcleo de un átomo, y número de masa , simbolizado por A , a la suma del número de protones y neutrones en el núcleo de un átomo. Normalmente indicamos estos números de la siguiente manera: (^) zAX ; donde X es el símbolo del elemento. A 12 4 X C He z 6 2 Los isótopos son átomos que pertenecen al mismo elemento, pero que tienen distinta masa. La diferencia de masa se debe a la diferente cantidad de neutrones en sus núcleos. Por lo tanto, isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico, pero tienen distinto número de masa. Generalmente, los isótopos no tienen nombres especiales, sino que se denotan dando el elemento y su número de masa correspondiente, por ejemplo: 12 C y 14 C. Conociendo Z y A de un átomo dado podemos saber las partículas subatómicas que lo constituyen. Z= Nº de protones. A - Z = Nº de neutrones. Z = Nº de electrones para el átomo Se dice que cada electrón ocupa un orbital atómico, el cual se define como la región espacial en la que hay mayor probabilidad de encontrar un electrón, y en cualquier átomo cada orbital puede contener un máximo de 2 electrones. Dentro de cada átomo, el conjunto de orbitales atómicos puede representarse en forma de nube difusa de electrones SOLUCIONES Concepto de Solución: Es la mezcla homogénea de 2 o mas sustancias en proporciones variables, donde el agente disolvente se llama solvente, y la sustancia disuelta soluto. Concentración de las soluciones: Para expresar la composición de una solución en forma cuantitativa se utiliza la noción de concentración, es decir la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente o solución. A continuación se mencionan diferentes formas de expresar concentración: Criterios: P/P.1º- % P/P = gr. de soluto en 100 gr. de solución. 2º- Molalidad ( m) = Nº de moles de soluto en 1000 gr. de solvente. Criterios: P/V: 1º % P/V= gr. de soluto en 100 ml de solución. 2º Molaridad (M) =Nº de moles de soluto en 1000 ml de solución 3º Normalidad(N)=Nº de equivalentes gr. de soluto en 1000 ml de solución. Equivalente gr. = PM /n (donde n es el Nº de protones o de Oxhidrilos o de cargas positivas de una sal). Mol: es el peso molecular expresado en gr. de una sustancia. 4º Osmolaridad (Osm)= osmoles de soluto (sustancia osmóticamente activa) Contenidos en 1 l de solución. Concepto de mol: En 1896 Ostwald sugirió el nombre de mol para designar el número de moléculas contenidas en volumen molar de un gas. El mol se definió entonces como la cantidad de materia correspondiente a un Nº de Avogadro de partículas. En 1971 la definición adoptada por mol fue: La cantidad de materia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 Kg. de C 12. 1 mol = 6,022045 x 10^23 partículas. La masa en gr. de un mol de átomos de un elemento puro es numéricamente igual al peso atómico en u.m.a. de dicho elemento.
La masa de un mol de átomos u otras entidades especificadas de una sustancia se denomina Masa Molar y se designa con la letra M mayúscula. Solubilidad: Es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a presión y temperatura determinadas. En base a la misma las soluciones se pueden clasificar en: a) Solución saturada: cuando se encuentra compuesta por la máxima cantidad de soluto que puede Disolverse en una cantidad dada de solvente. Tenemos la certeza de que una solución está saturada cuando en contacto con ella hay exceso de soluto sin disolver; en este caso el sistema se halla en un. Estado de equilibrio dinámico. Éste tipo de equilibrio recibe el nombre de equilibrio de solubilidad. b) Solución no saturada: Contiene menor cantidad de soluto en las mismas condiciones dadas. Decimos que una solución no saturada es concentrada cuando su concentración es cercana a la de la solución saturada, y decimos que es diluida si su concentración es mucho < que la solubilidad. c) Solución sobresaturada: es aquella que en condiciones especiales admite una cantidad de soluto mayor que la solución saturada. A una temperatura y presión dadas el Nº de partículas de sólido que pasa a la solución por unidad de tiempo es igual al Nº de partículas de soluto que abandonan la solución para incorporarse al sólido por unidad de tiempo. No hay cambio neto observable en el sistema y se ha llegado ha un equilibrio dinámico que la representamos por ej. Na Cl (sólido) Na Cl (solución acuosa) Propiedades coligativas: Son propiedades que no dependen del tipo de de soluto que se disuelve en determinado solvente sino del número de partículas que se disuelven en él.
- Descenso crioscópico : es la disminución del punto de fusión que se produce al agregar un soluto no iónico y no volátil a un solvente, la solución se congelará a temperaturas menores que cuando estaba el solvente puro. - Disminución de la presión de vapor : al agregar un soluto no volátil a un solvente la presión de vapor de la solución será menor que la del solvente puro. - Ascenso ebulloscópico : al agregar un soluto a un líquido en ebullición, al bajar la presión de vapor, la temperatura para equilibrarla con la presión atmosférica será mayor, es decir que la ebullición se produce a más temperatura. - Presión osmótica : se produce cuando en un recipiente dividido por una membrana semipermeable que sólo deja pasar moléculas de solvente puro, se coloca de un lado la solución y del otro el solvente, las moléculas del solvente pasarán hacia la solución, este pasaje aumenta el volumen de la solución y la presión que ésta ejerce sobre la membrana, hasta que llega un punto en el que la presión del líquido iguala la presión con que las moléculas de solvente atraviesan la membrana, entonces el pasaje se detiene, ésta es la presión osmótica. Principio de Le Chatelier (1888): Cualquier cambio en las variables de un sistema en equilibrio produce una evolución en dicho sistema en el sentido de tratar de contrarrestar el cambio impuesto Factores que influyen en la solubilidad de una sustancia.
- Características del solvente: Cuanto más fuertes son las interacciones entre las partículas de soluto y de solvente, mayor es la solubilidad del soluto en dicho solvente. (“lo semejante disuelve a lo semejante “)
- Características del soluto. Las sustancias polares o iónicas tendrán en agua mayor solubilidad que las sustancias moleculares no polares. Algunos autores consideran que un soluto es poco soluble en un solvente cuando su solubilidad es menor que 0.1 M.
- Presión: En general la presión no influye en la solubilidad salvo cuando el soluto es gaseoso, en este caso la solubilidad aumenta al aumentar la presión parcial del gas.
- Temperatura: Para cada temperatura tenemos un estado de equilibrio de solubilidad caracterizado por una determinada concentración de la solución saturada. Esto equivale a decir que para un par soluto – solvente a una presión dada existe un valor de solubilidad para cada temperatura. Al realizar un cambio de temperatura de T1 a T2, si T2 >a T1 y siendo el proceso de disolución endotérmico la solubilidad a T2 será mayor que a T1, pero si T2 es > a T1 siendo el proceso de disolución exotérmico, la solubilidad a T2 será < que la solubilidad a T1. Hay solutos que al disolverse en ciertos solventes lo hacen sin que se produzca una absorción o liberación significativa de calor para estos casos el aumento de temperatura no influye en la solubilidad Equilibrio químico Los resultados experimentales nos permiten concluir que cuando se lleva a cabo una reacción química la conversión de una sustancia en otra es a menudo incompleta independientemente del tiempo que se deje evolucionar al sistema para que reaccione. Esto se debe a que se alcanza un estado de equilibrio dinámico, debido a que se produce simultáneamente la reacción directa: reactivos a productos, y a la inversa: productos a reactivos.
Debido a las limitaciones de la teoría de Arrhenius, Bronsted y Lowri en 1923 define un ácido como cualquier entidad química capaz de ceder un protón mientras que una base es cualquier entidad química capaz de aceptar un protón. Concepto de pH La mayor o menor acidez de una solución depende de la concentración de protones (H+) presentes, a mayor concentración de estos protones más ácida es la solución y viceversa. Con el objeto de medir la acidez de una solución en 1909 Sorensen definió el término pH (potencial hidrógeno) como: pH= - log (H+) De donde (H+) = 10-pH pH + pOH = Los ácidos fuertes son sustancias que cuando se disuelven en agua se ionizan en forma prácticamente total, en cambio los ácidos débiles se ionizan parcialmente. Soluciones buffer o reguladoras Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. Son soluciones que tienen la propiedad de resistir el cambio de pH que puede producirse por el agregado de pequeñas cantidades de ácidos o de bases fuertes; estas soluciones están formadas por un par ácido/base conjugado en cantidades apreciables como especies predominante Características: Las soluciones reguladoras o “buffer” son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH. Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par ácido / base conjugado en concentraciones apreciables Un tampón o buffer es una sustancia química que afecta a la concentración de los iones de hidrógeno (o hidronios) en el agua. Por lo tanto, un buffer (o "amortiguador") lo que hace es regular el pH. Cuando un ácido débil o base débil se combina con su correspondiente sal hidrolítica en una solución de agua, se forma un sistema amortiguador denominado "buffer".
Los buffers consisten en sales hidrolíticamente activas que se disuelven en el agua. Los iones de estas sales se
combinan con ácidos y álcalis.
UNIONES QUÍMICAS
Definimos unión química como una fuerza que actúa entre dos átomos, con intensidad suficiente como para mantenerlos juntos en una especie diferente, que tiene propiedades mensurables. Son precisamente los electrones de los niveles externos los que dan las características químicas e intervienen en forma directa en la formación de los enlaces químicos. Cuando 2 átomos se unen para formar un enlace estable, se libera una cierta cantidad de energía ( energía de enlace). Esto significa que se obtiene un sistema energéticamente favorable, con menor energía que la correspondiente a los átomos separados. Hoy sabemos que los átomos al combinarse tienden a adquirir una configuración electrónica que les de la mayor estabilidad posible: la del gas noble más cercano en número atómico. Como los gases nobles, excepto el helio, presentan una configuración electrónica externa con 8 electrones, se dice que los átomos de los elementos tienden a completar su octeto (regla del Octeto). Esto es bastante riguroso para los elementos representativos, no así para los demás. Lewis (1916) desarrolló una manera practica para representar las uniones químicas. Esta consiste en escribir el símbolo del elemento rodeado por los electrones químicamente importantes ,es decir los mas externos , llamados electrones de valencia .Los electrones se representan por puntos , rayas , cruces , etc.. Para un elemento representativo en general el número de electrones de valencia es igual al número del grupo al que pertenece. Para el agua la estructura de Lewis es: Cada par electrónico compartido representa una unión química, que también podemos representar por una línea (formula desarrollada o estructural.). H ⎯ O ⎯ H
Enlace iónico : ocurre entre átomos de elementos cuya diferencia de electronegatividades es notable, y su característica esencial es que hay una transferencia completa de electrones desde un átomo a otro con formación de cationes y aniones. Esta unión también llamada electrovalente se produce debido a una fuerza de tipo electroctrostático y los iones se atraen mutuamente con una fuerza cuya intensidad es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que los separa (Ley de Coulomb). Unión metálica: En el caso que se unan átomos que tienen electronegatividades bajas y cercanas, ninguno de los átomos atraerá con gran fuerza los electrones de la unión. Esto hará que los electrones externos se hallen en un estado relativamente libre y quede una red cristalina de cationes cuya estabilidad se concreta por la presencia de electrones entre ellos. Sin embargo, estos electrones no pertenecen a ningún átomo en particular sino al cristal como un todo, tiene como ejemplo principal a los metales en su estado natural. En la naturaleza, la mayoría de los metales se encuentran formando compuestos diversos que constituyen los minerales. Mediante el proceso industrial denominado metalurgia se obtienen los metales libres, y luego mezclas de estos con otros metales o no metales, llamadas aleaciones. A causa de sus ventajosas propiedades, los metales están presentes en gran cantidad de materiales. La estructura de las sustancias metálicas las hace conductoras de la corriente eléctrica, ya que se hallan dispuestas en redes cristalinas en las cuales los metales se presentan como cationes rodeados de electrones que se mueven libremente alrededor de ellos. Gracias al movimiento de los electrones, los metales también son capaces de transmitir el calor. Las redes metálicas son muy estables, ya que existe gran atracción entre los cationes metálicos (con cargas positivas) y los electrones (cargados negativamente). Por esta razón, la gran mayoría de los metales son sólidos a temperatura ambiente (el mercurio es una excepción a esta regla ya que es líquido). Enlace covalente: Podemos diferenciar 2 formas de compartir electrones: a) Enlace covalente común : Llamamos así a la unión química establecida entre 2 átomos en la cual el par electrónico compartido está formado por un electrón proveniente de cada uno de los átomos entre los que se produce la unión. Esta unión se puede establecer entre átomos de un mismo elemento (unión homo nuclear) o entre átomos de elementos diferentes (unión heteronuclear). Por otra parte, 2 átomos pueden compartir 1 ó más pares de electrones dando lugar a uniones covalentes simples. Dobles o triples. Ej. F2, N 2 , CO2, CH4.
Las sustancias moleculares no existen solamente al estado gaseoso, sino también en estados condensados, por lo tanto, debe haber fuerzas., que mantienen unidas a las moléculas. Tal como lo indican los bajos puntos de fusión y ebullición, esas fuerzas deben ser relativamente pequeñas, ya que debemos entregar energía para separar las moléculas. Sustancia Tipo de unión en Punto de (Fórmula) la sustancia fusión ('C) NaCI iónica 801 LiF iónica 870 Li metálica 179 I 2 covalente 114 NH 3 covalente - 78 De acuerdo con lo mencionado anteriormente deben existir ciertas fuerzas que actúan entre las moléculas y que son las responsables, por ejemplo, de la cohesión de los sólidos moleculares. Son denominadas fuerzas intermoleculares o fuerzas de van der Waals. Estas fuerzas actúan entre moléculas y son mucho más débiles que las fuerza correspondientes a las uniones covalentes , su intensidad a una cierta temperatura , determina si una sustancia molecular será gaseosa liquida o sólida a dicha temperatura. Cuanto más intensas sean las fuerzas intermoleculares, más altos serán los puntos de fusión y de ebullición. Hay tres tipos principales de fuerzas intermoleculares fuerzas de Van der Waals:
- Fuerzas debidas a dipolos transitorios, o fuerzas de London.
- Fuerzas debidas a dipolos permanentes o fuerzas dipolo-dipolo.
- Uniones puente hidrógeno.
- Uniones hidrofóbicas. a) Fuerzas de London : actúan entre moléculas sean o no polares, o entre átomos, en el caso de una sustancia monoatómica. Son las responsables de la condensación a temperaturas suficientemente bajas aun de los gases nobles (que son los que presentan un comportamiento más cercano al del gas ideal) Las fuerzas de London son el resultado de corrimientos momentáneos en simetría de la nube electrónica de una molécula o de un átomo. Cuando hay una gran cantidad de moléculas se producen reacciones que dan como resultado una polarización transitoria. Tan pronto como surge una débil carga positiva ( +) en un extremo de la molécula, esta induce una débil carga negativa (-) en otra molécula cercana a ella formándose un dipolo inducido o transitorio. Por un instante, hay una fuerza de atracción entre moléculas. Las fuerzas de London son, pues, las fuerzas de atracción entre dipolos fluctuantes en átomos y moléculas que se encuentran, muy, cercanos entre sí; la intensidad de esta fuerza es inversamente proporcional a la sexta potencia de la distancia; F.London = k.r-6 y por lo tanto es mucho menor que la de las fuerzas coulómbicas, Fc = k'.r-2. b) Fuerzas dipolo – dipolo : se producen entre moléculas polares debido a la atracción entre los extremos negativos y positivos de moléculas adyacentes, por ejemplo el cloruro de metilo. Las fuerzas dipolo-dipolo también nos permiten explicar las atracciones existentes entre un ion positivo o negativo y el extremo de carga opuesta de la molécula de un solvente polar. Esto explicaría la solubilidad de las sustancias iónicas en estos solventes. Cada especie iónica se rodea de un cierto número de moléculas de solvente. La especie iónica se convierte en un ion solvatado (o hidratado en el caso que el solvente sea el agua).
c) Unión por puente de hidrógeno : Debemos suponer que entre las moléculas de fluoruro de hidrógeno existe otro tipo de fuerza, más intensa que la dipolo-dipolo, que mantiene interrelacionadas a las moléculas y dificulta el pasaje del líquido al estado gaseoso. Es la denominada unión de hidrógeno o unión puente hidrógeno. Esta unión resulta de la atracción entre un átomo de hidrógeno unido covalentemente a un átomo muy electronegativo, y un segundo átomo, muy electronegativo perteneciente a otra molécula. Este tipo de unión también nos permite explicar el alto punto de ebullición del agua comparando con los de otros hidruros de los elementos del grupo VI A. Las fuerzas intermoleculares más intensas son las de los enlaces puente de hidrógeno. d) Uniones hidrofóbicas: Algunas moléculas no pueden entrar en contacto con moléculas de agua, en este caso no pueden insertarse en la red de las moléculas de agua y éstas ejercen una fuerza de repulsión sobre ellas, estas moléculas apolares evitan todo contacto con las moléculas de agua y tienden a asociarse unas con otras, para representar la menor superficie libre accesible al agua. Las moléculas más capaces de desarrollar este tipo de interacciones son las que comprenden cadenas carbonadas como los ácidos grasos o ciertos aminoácidos como la leucina. Formula mínima y molecular: Una vez que se conoce la composición porcentual de un compuesto o su composición elemental en masa de los elementos involucrados se puede determinar la formula más simple o formula empírica o formula mínima que nos indica la relación entre los menores números enteros con que se puede expresar la proporción atómica de átomos presentes de una molécula del compuesto. En cambio, la formula molecular indica el número real de átomos presentes en la molécula, puede ser igual a la formula empírica o a un múltiplo entero de ella. Por ej. La formula empírica y molecular del agua son H 2 O, sin embargo, para el peróxido de hidrogeno las formulas son: H O y H 2 O 2 respectivamente. Para calcular la formula molecular debemos conocer: * la formula mínima, * la masa relativa de la formula mínima y * la masa molecular relativa. Reacción química y ecuaciones químicas Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas. Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas. Por ejemplo, el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas(O2) para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:
AJUSTANDO ECUACIONES
Cuando hablamos de una ecuación "ajustada", queremos decir que debe haber el mismo número y tipo de átomos en los reactivos que en los productos. En la siguiente reacción, se observa que hay el mismo número de cada tipo de átomos a cada lado de la reacción. Ajustar la siguiente ecuación. ¿Cuál es la suma de los coeficientes de los reactivos y productos? Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Suele ser más fácil si se toma una sustancia compleja, en este caso MG3B2, y ajustar todos los elementos a la vez. Hay 3 átomos de Mg a la izquierda y 1 a la derecha, luego se pone un coeficiente 3 al Mg(OH)2 a la derecha para ajustar los átomos de Mg.
- Ahora se hace lo mismo para el B. Hay 2 átomos de B a la izquierda y 2 a la derecha, luego se pone 1 como coeficiente al B2H6 a la derecha para ajustar los átomos de B.
- Ajustar el O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner, hay 6 átomos de O en el Mg(OH)2 dando un total de 6 átomos de O a la izquierda. Por tanto, el coeficiente para el H2O a la izquierda será 6 para ajustar la ecuación
- En este caso, el número de átomos de H resulta calculado en este primer intento. En otros casos, puede ser necesario volver al primer paso para encontrar otro coeficiente.
QUIMICA ORGANICA (química de los compuestos del carbono) EL ÁTOMO DE CARBONO
- El átomo de carbono es tetravalente.
- Sus cuatro valencias son iguales
- Los átomos de carbono pueden unirse formando cadenas Las cuatro valencias del carbono se hallan formando entre sí ángulos de 109º 28' y, además, equidistan una de la otra, y según la teoría del octeto para conseguir la estabilidad necesita cuatro electrones más en su último nivel, cuando el átomo de C se une covalentemente a otros cuatro átomos, la geometría molecular más estable es la tetraédrica. La proyección sobre un plano de la fórmula tetraédrica, determina una fórmula bidimensional así: La proyección sobre un plano de la fórmula tetraédrica, determina una fórmula bidimensional así: Los guiones representan uniones covalentes entre el átomo de carbono y los átomos de hidrógeno. LOS ÁTOMOS DE CARBONO SE UNEN FORMANDO CADENAS El átomo de carbono tiene la propiedad de que sus átomos se pueden unir entre sí formando cadenas. Estas cadenas constituyen el esqueleto carbonado de las moléculas de la inmensa variedad de compuestos orgánicos. El esqueleto carbonado de una molécula orgánica constituye su FUNCION SOPORTE. Las uniones entre los átomos de carbono se pueden realizar de varias formas diferentes:
- Por intermedio de una sola ligadura.
- Por medio de dos ligaduras.
- Por medio de tres ligaduras.
- Formando cadenas cerradas o ciclos. a) Uniones de una sola valencia Estas uniones pueden dar lugar a cadenas lineales o ramificadas. En estas cadenas las uniones se realizan por ligaduras simples. ⎯ C ⎯ ⎯ C ⎯ ⎯ C ⎯ ⎯ C ⎯ C ⎯ C ⎯ ⎯ C ⎯ ⎯ C⎯ C⎯ ⎯ C ⎯ Cadenas lineales cadena ramificada
Los hidrocarburos se clasifican en dos grandes grupos: I ) Hidrocarburos de cadena abierta o acíclicos. II) Hidrocarburos de cadena cerrada o cíclicos.
- HIIDROCARBUROS ACICLICOS 0 ALIFÁTICOS Se llama así a todos los hidrocarburos de cadena abierta. Como no forman ciclos se llaman acíclicos. También se denominan alifáticos. Se dividen a su vez en: a) Hidrocarburos saturados o alcanos. b) Hidrocarburos no saturados. a) Hidrocarburos saturados acíclicos Son aquellos hidrocarburos de cadena abierta cuyos átomos de carbono están unidos entre sí por ligaduras simples. La nomenclatura sigue las siguientes reglas: 1º El nombre de los alcanos termina en ano. 2º Los cuatro primeros tienen nombres particulares: metano, etano, propano y butano. 3º Del quinto en adelante se nombran con el prefijo que indica el número de carbonos y luego el sufijo "ano": pentano, hexano, heptano, octano, nonano y decano. 4º Luego ya se nombran indicando el número de carbonos: hidrocarburo saturado de 24 carbonos: hidrocarburo saturado de n carbonos. b) Hidrocarburos no saturados acíclicos Son aquellos hidrocarburos donde, por lo menos, dos átomos de carbono se unen entre si por doble o triple ligadura. Según que los hidrocarburos no saturados tengan átomos de carbono unidos por doble o por triple ligadura se clasifican en: 1º) Etilénicos, olefínicos o alquenos. 2º) Acetilénicos o alquinos. HIDROCARBUROS CICLICOS Se llaman así todos los hidrocarburos donde los átomos de carbono, en la molécula, se hallan formando un ciclo o anillo. Los hidrocarburos cíclicos se dividen a su vez en: a) Isociclicos. b) Heterocíclicos Esta clasificación depende de que los nudos de los anillos se hallen ocupados solamente por átomos de carbono o por átomos de otros elementos.
a) Hidrocarburos Isociclicos Los hidrocarburos Isociclicos a su vez se dividen en: 1º) Hidrocarburos ciclánicos o alicíclicos. 2º) Hidrocarburos bencénicos o aromáticos. HIIDROCARBUROS CICLANICOS O ALICICLICOS Son aquellos hidrocarburos cíclicos en los cuales los átomos de carbono están unidos entre sí por una sola ligadura. Ciclo propano Ciclo butano HIIDROCARBUROS BENCENICOS O AROMÄTICOS Los hidrocarburos bencénicos o aromáticos son aquellos hidrocarburos Isociclicos donde dentro de los átomos de carbono se intercambiar más de una valencia. Benceno (isociclo) Furano (heterociclo) FUNCIONES OXIGENADAS Estas funciones las podemos considerar como derivadas de los hidrocarburos en cuya molécula se ha sustituido uno o más átomos de hidrógeno por átomos o grupos de átomos con oxígeno. FUNCIÓN ALCOHOL Si en la fórmula de un HIDROCARBURO SATURADO sustituimos un átomo de hidrógeno de un carbono primario por un grupo HIDROXILO, obtenemos la fórmula de un ALCOHOL PRIMARIO. Nomenclatura: Para nombrar a los alcoholes se siguen las mismas reglas que para los alcanos respectivos, pero el nombre del alcohol termina en ol. Etanol
FUNCION ÁCIDO
Si se oxida un aldehído se obtiene un ácido orgánico, el grupo funcional se denomina carboxilo. Nomenclatura de los ácidos: se cambia la terminación AL del aldehído respectivo por el sufijo OICO. Recordemos lo siguiente: El grupo funcional alcohol puede ubicarse en un carbono primario, secundario o terciario. El grupo cetónico sólo va ubicado en un carbono secundario, mientras que los grupos aldehídos y ácidos van ubicados, solamente, en un átomo de carbono primario. FUNCION SAL Las sales orgánicas, al igual que las inorgánicas, se pueden obtener combinando un ácido orgánico con un hidróxido o base. H H HOCO + Na.OH ⎯→ NaO.C.O +H 2 O Acido metanoico metanoato de sodio Nomenclatura Las sales orgánicas se nombran cambiando la terminación ICO del ácido por ATO, seguido por el nombre del metal. Radical es un átomo o grupo de átomos que no existe en estado libre y que pasa sin modificarse de una reacción a otra confiriéndole a los compuestos en los que se halla propiedades características. En las moléculas orgánicas también existen muchos radicales: Los más usuales son:
- Radicales alcohólicos o alquílicos.
- Radicales ácidos. Nomenclatura: los radicales alquílicos se nombran cambiando el sufijo ANO del alcano por el sufijo ILO. Alcano Radical alquilo metano metilo etano etilo propano propilo butano butilo FUNCIONES QUE SE OBTIENEN COMBINANDO FUNCIONES OXIGENADAS
- Función éter Los éteres, teóricamente, se obtienen de la combinación de dos moléculas de alcohol con pérdida de una molécula de agua.
HCH2.OH H
Metanol H2C ⎯→ H2O + O HCH2.OH H2C Metanol H Metano-oxi-metano En general: R-O-R Si los radicales alquílicos son iguales el éter se llama simple (o éter dimetílico) CH3⎯O⎯CH3 Metano-oxi-metano Si en cambio los radicales son diferentes el éter se llama mixto. CH3⎯O⎯C2H5 Metano-oxi-etano (o éter metil etílico) Nomenclatura: los éteres se designan con el nombre de los hidrocarburos de donde provienen los alcoholes con la palabra - OXI- en medio. Si el éter es mixto se designa en primer término el nombre del hidrocarburo de menor número de carbonos.
- Función anhídrido Los anhídridos, teóricamente, resultan de la combinación de dos ácidos con pérdida de una molécula de agua. CH3 CH CO.OH OC ⎯→ H2O + O CH3 OC CO.OH CH Ácido etanoico anhídrido etanoico Como en el caso del éter los ácidos pueden ser diferentes: CH3 CH CO.OH OC ⎯→ H2O + O CO.OH OC CH2 CH CH3 CH Anhídrido etanpropanoico
