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Estructura atómica y
electrónica
Número atómico Z es el nro de p+ en el núcleo, que es igual al nro de e- en un átomo neutro. El nro másico A es el nro total de n y p+ en el núcleo. Así, A= p+^ + n <-> A= Z + n Los isótopos tienen mismo Z pero distinto A, y se escribe AZX.
En la estructura de Lewis, los puntos representan los e- de valencia. Se utiliza en moléculas representando enlaces simples, dobles o triples.
Ej: SO 2. ¿Por qué 3 enlaces? S tiene 6e- de valencia y O también, es decir hay 18e- en total, y queremos llegar al octeto, que son 24e-, por tanto 24- 18=6e-, que son 3 pares.
Los números cuánticos proporcionan una mejor característica de los electrones. Hay 4 tipos:
Número cuántico principal (n)
Especifica el nivel energético del orbital, siendo el primer nivel el de menor energía, y se relaciona con la distancia promedio que hay del electrón al núcleo en un determinado orbital. A medida que n aumenta, la probabilidad de encontrar el electrón cerca del núcleo disminuye y la energía del orbital aumenta.
Puede tomar los valores enteros positivos: n= 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.
Por ejemplo si tengo un elemento químico que su último nivel es el 3s, su número cuántico principal sería el 3.
Si tengo un elemento químico en que su último nivel es el 1s, entonces su número cuántico principal sería 1.
Número cuántico secundario (ℓ)
Antes llamado número cuántico azimutal, se representa con la letra “l” e indica la forma del orbital atómico. Su valor depende del número cuántico principal (n), ya que toma todos los números enteros entre 0 y n -1, por ejemplo: ·
Si n = 1, entonces n – 1 = 1 – 1 = 0, por lo tanto, tenemos un valor posible para l, desde cero hasta cero, o sea: 0 ·
Si n = 2, entonces n – 1 = 2 – 1 = 1, por lo tanto, tenemos dos valores posibles para l, desde cero hasta 1, o sea: 0 y 1 ·
Si n = 3, entonces n – 1 = 3 – 1 = 2, por lo tanto, tenemos tres valores posibles para l, desde cero hasta 2, o sea: 0, 1 y 2.
Aunque los valores de l se calculan como números, cuando se refiere a ellos para representar a un orbital en específico se representan con letras, Estas letras se obtienen de la inicial de las palabras sharp (s), principal (p), difuso (d) y fundamental (f), según la siguiente equivalencia.
Número cuántico magnético (m)
Indica la orientación que tiene en el espacio un orbital atómico. Su valor depende del número cuántico secundario (l), ya que ml toma todos los números enteros entre – l, 0 y + l, incluyendo el cero, por ejemplo:
Si l = 0 (orbital s), entonces – l = 0 y +l= 0, por lo tanto, existe un único valor posible para ml: el cero (0).
Si l = 1 (orbital p), entonces – l = – 1 y +l= +1, por lo tanto, existen tres valores posibles para ml: – 1, 0 y 1.
Si l = 2 (orbital d), entonces – l = – 2 y +l = +2, por lo tanto, existen cinco valores posibles para ml: -2, -1, 0, 1 y 2.
Número cuántico espín (s)
El número cuántico magnético de espín (ms) se asocia a la existencia del espín electrónico, que consiste en la propiedad del electrón de girar sobre sí mismo como si fuera una
Enlace Químico
La geometría molecular describe la estructura tridimensional y determina muchas propiedades, mientras que la geometría electrónica distribuye los e-, sean enlazantes o no, alrededor de la molécula. Por ejemplo, SO2 tiene GE trigonal plana y GM angular. Recordar que los dobles y triples enlaces cuentan como sencillos.
La polaridad se mide según electronegatividad y representa la separación de cargas en una molécula. Si es menos a 0,5 es covalente no polar o apolar; entre 0,5 y 2 es covalente polar y mayor a 2 es iónico. En la imagen vemos H 2 O. La electronegatividad del O es 3,5 y la del H es 2,1, entonces 3,5-2,1= 1,4. H 2 O es covalente polar.
Estado Gaseoso
Los gases se pueden expandir y comprimir y se pueden mezclar con otros gases de forma homogénea. La presión atmosférica es la presión que ejerce la atmósfera sobre la
superficie terrestre. 1Patm = 760 mmHg (o torr) = 1,01325105 Pa
La presión y la temperatura pueden alterar la solubilidad de un gas:
La solubilidad del gas aumenta con la presión ejercida; si la presión ejercida disminuye, la solubilidad también lo hará. La solubilidad decrece ante el aumento de T, y aumenta al disminuir T.
Fuerzas Intermoleculares
La polaridad no se da sólo entre elementos de una misma molécula, sino que influye en fuerzas intermoleculares. Éstas pueden ser:
Dipolo-dipolo: entre moléculas polares. Los electrones se encuentran preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo. Se crean así dos regiones (o polos) en la molécula, una con carga parcial negativa y otra con carga parcial positiva. Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Por ejemplo FH.
Fuerzas de London: la poseen todas las moléculas. Es una fuerza muy débil. Se deben a las irregularidades que se producen en la nube electrónica de las moléculas por efecto de la proximidad mutua. La formación de un dipolo instantáneo en una molécula origina la formación de un dipolo inducido en una molécula vecina de manera que se origina una débil fuerza de atracción entre las dos.
Puentes de Hidrógeno: entre polares, donde H está unido a N, O o F. Es muy fuerte. El enlace que forman con el H es muy polar y el átomo de H es un centro de cargas positivas que será atraído hacia los pares de electrones sin compartir de los átomos electronegativos de otras moléculas
Dipolo-dipolo inducido: Tienen lugar entre una molécula polar y una molécula apolar. En este caso, la carga de una molécula polar provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar y la convierte, de modo transitorio, en un dipolo. En este momento se establece una fuerza de atracción entre las moléculas. Gracias a esta interacción, gases apolares como el O2, el N2 o el CO2 se pueden disolver en agua (polar).
Ion-dipolo inducido: atracción entre ion y molécula apolar. El acercamiento del ion produce, por un pequeño momento, una polarización de la molécula. Por ejemplo, Fe2+^ y O 2 , sabiendo que O 2 es apolar y Fe2+^ un ion.
Ion-dipolo: atracción entre un ion y un dipolo. Por ejemplo, NaCl en H 2 O, sabiendo que NaCl comprende iones y H 2 O dipolo.
Ion-ion o fuerza electrostática: entre iones, generalmente sales, como KI o NaCl.
Las fuerzas dipolo-dipolo, de London, los puentes de H y las dipolo-dipolo inducido pertenecen a las fuerzas de Van der Waals (fuerzas de atracción entre moléculas).
Datazo: las que más importan son Fuerza ion- dipolo, Fuerza dipolo-dipolo, Fuerza dispersión de London y Puente de Hidrógeno
modifica la cantidad de moléculas en el estado vapor. El vapor ejerce entonces una presión constante conocida como presión de vapor del líquido. La presión de vapor de un líquido depende de la temperatura: a mayor T, mayor es la Pvapor.
Clasificación de sólidos:
Sólidos amorfos: Los átomos, moléculas o iones que conforman la estructura se acomodan de manera desordenada. Ejemplo: SiO2 (vidrio)
Sólidos cristalinos: Los átomos, moléculas o iones que conforman la estructura se acomodan de manera ordenada. Ejemplo: SiO2 (cuarzo). Existen 4 tipos: o Sólido iónico: Los sólidos iónicos, como el cloruro de sodio y el óxido de níquel, están compuestos de iones positivos y negativos que se mantienen unidos mediante atracciones electrostáticas, que pueden ser bastante fuertes. Muchos cristales iónicos también tienen altos puntos de fusión. Los sólidos iónicos no conducen electricidad; sin embargo, conducen cuando están fundidos o disueltos porque sus iones son libres de moverse. o Sólido metálico: Los sólidos metálicos como los cristales de cobre, aluminio y hierro están formados por átomos metálicos. Todos exhiben alta conductividad térmica y eléctrica, brillo metálico y maleabilidad. Muchos son muy duros y bastante fuertes. Debido a su maleabilidad (la capacidad de deformarse bajo presión o martilleo), no se destruyen y, por lo tanto, son materiales de construcción útiles. o Sólidos de red covalente: Los sólidos de la red covalente incluyen cristales de diamante, silicio, algunos otros no metales y algunos compuestos covalentes como el dióxido de silicio (arena) y el carburo de silicio (carborundo, el abrasivo sobre papel de lija). Muchos minerales tienen redes de enlaces covalentes. Los átomos en estos sólidos se mantienen unidos por una red de enlaces covalentes. Debido a que los enlaces covalentes son relativamente fuertes, los sólidos de la red covalente se caracterizan típicamente por su dureza, resistencia y altos puntos de fusión. o Sólidos moleculares: Los sólidos moleculares, como el hielo, la sacarosa (azúcar de mesa) y el yodo, están compuestos de las moléculas neutras. Las resistencias de las fuerzas de atracción entre las unidades presentes en diferentes cristales varían ampliamente.
Termoquímica
La espontaneidad de una reacción indica si ésta necesita o no un aporte de energía para reaccionar. Algunos conceptos claves:
Energía Libre de Gibbs: permite conocer si una reacción es espontánea o no. Varía en ΔG; si es negativa es espontánea, pero si es positiva es no espontánea. La fórmula viene dada por ΔG= ΔH- TxΔS (^) (entalpía menos temperatura por entropía). Entalpía o “calor de formación”: calor liberado o absorbido a presión constante. La variación del calor será la variación de ΔH; si es negativa, libera calor (exotérmica), y si es positiva, absorbe (endotérmica).
Entropía: mide el grado de desorden en un sistema. Siempre es positiva, pero su diferencia (ΔSproducto – Δsreactivo) puede ser negativa e indica que aumenta el orden; si es positiva aumenta el desorden.
Una reacción ΔH<0 y ΔS>0 favorece la espontaneidad.
La Ley de Hess permite tratar las ecuaciones termoquímicas como algebraicas, permitiendo sumar, restar, multiplicar. Por ejemplo:
Como se ve, podemos multiplicar toda una reacción, multiplicando también su entalpía. También podemos “dar vuelta” toda una reacción, invirtiendo el signo de la entalpía. Lo que tenemos que lograr es cancelar aquellos elementos que no nos sirvan en nuestra reacción, por ejemplo 3 O 2 del lado de reactivos con 3 O 2 del lado de productos.
Soluciones
El soluto es aquel de menor concentración en una disolución y el solvente es el que está en mayor proporción. Un electrolito es aquella sustancia que, disuelta en agua, conduce electricidad; si no lo hace es un no electrolito. Conocer el soluto y solvente puede ayudarnos a descubrir la cantidad de disolución, y viceversa. Así:
%m/v=cantidad soluto en g/100mL de solución (^) [Masa volumen] %mm=cantidad de soluto en g/100g solución (^) [Masa masa] Masa solución=masa soluto + masa solvente M=moles soluto/1L de solución (^) [Molaridad] m=moles soluto/1kg de solvente (^) [Molalidad] ppm=mg de soluto/kg de solución (^) [Partes por millón] xA=moles compuesto/moles de todos los compuestos (su suma da 1) (^) [Fracción molar] Densidad=masa solución/volumen solución
La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que se puede disolver en una cantidad de disolvente. Puede estar sobresaturada, cuando la cantidad de soluto agregado excede a la necesaria para formar una disolución saturada. La solubilidad varía con:
Interacción soluto-solvente: pueden haber partes hidrófobas y otras hidrófilas.
Temperatura: a menos temperatura, menos solubilidad.
Presión: no influye en la solubilidad.
Las propiedades coligativas son características de las soluciones químicas que dependen del número de partículas de soluto en comparación con las partículas de solvente, no de la identidad química de las partículas de soluto. Sin embargo, las propiedades coligativas no dependen de la naturaleza del disolvente.
Reducción de la presión de vapor: La presión de vapor de un líquido es la presión ejercida por su fase de vapor cuando la condensación y la vaporización ocurren a la misma velocidad (están en equilibrio). La ley de Raoult describe la relación entre la presión de vapor y las concentraciones de los componentes de una solución P (^) A =
X (^) A P (^) A *. Para una sustancia no volátil, la presión de vapor solo se debe al solvente. La ecuación se convierte en P (^) solución = X (^) solvente P (^) solvente * Disminución del punto de congelación: Los puntos de congelación de las soluciones son más bajos que los puntos de congelación de los disolventes puros. La depresión del punto de congelación es directamente proporcional a la molalidad del soluto. La fórmula del punto de congelación es Δ Tf = Tf º – Tf = Kcm Aumento del punto de ebullición: El punto de ebullición de una solución es más alto que el punto de ebullición del disolvente puro. Como ocurre con la depresión del punto de congelación, el efecto es directamente proporcional a la molalidad del soluto. La ecuación calcular este aumento es Δ Teb = Teb – Teb º = Kebm Presión osmótica: La presión osmótica es la presión necesaria para evitar que un disolvente fluya a través de una membrana semipermeable. La presión osmótica de una solución es proporcional a la concentración molar del soluto. Entonces, cuanto más soluto se disuelva en el solvente, mayor será la presión osmótica de la solución. La ecuación de van’t Hoff describe la relación entre la presión osmótica y la concentración de soluto Π = icRT donde:
Π es la presión osmótica i es el índice de van’t Hoff c es la concentración molar del soluto R es la constante del gas ideal T es la temperatura en Kelvin
Si queremos calcular k de cualquier reacción: 0,3m/s = [0,1]^1 .[0,3]^1 .k donde k=10. Conociendo k también podemos deducir V.
La vida media de una reacción es el tiempo necesario para que haya reaccionado la mitad de su concentración inicial. Suele representarse como t1/2.
Datazo: no creo que uses esto pero si así fuera el caso, sólo se usa el orden 1 en esta materia (demasiado improbable el 2)
Equilibrio químico
El equilibrio químico se da cuando las rapideces se alcanzan, cuando “se crea lo que se consume”. La expresión de la Ley de Acción de Masas está determinada por K donde los reactivos y productos se elevan por sus coeficientes estequiométricos. La constante en equilibrio, Kc, no tiene unidades, pero los reactivos y productos tienen que estar en moles y en estado gaseoso o en disolución (NO se emplean líquidos y sólidos).
¿Hacia dónde se desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio? Según Le Chatelier y Qc podemos saberlo. Qc tiene la misma fórmula que Kc salvo que ésta no necesariamente está en equilibrio. Así, cuando Kc>Qc, la reacción tiende a la derecha, hacia los productos, pero si Kc<Qc la reacción tiende a la izquierda, a los reactivos. Si Kc=Qc la reacción se encuentra en equilibrio. Recordar que la reacción se desplaza hacia donde menos cantidad hay (si va hacia los productos es porque tenemos menos productos).
Principios de Le Chatelier: son principios que indican hacia dónde se desplaza el equilibrio al alterar concentraciones, presión o temperatura.
Adición de un reactivo: desplaza a la derecha, hacia los productos. Adición de un producto: desplaza a la izquierda, a los reactivos. Eliminación de un reactivo: desplaza a la izquierda, a los reactivos, para formar nuevos. Eliminación de un producto: desplaza a la derecha, a los productos, para generar más. Disminución de volumen SIN alterar Temperatura: aumenta la presión por lo que se desplaza hacia el miembro con menor nro de moles de gases. Si disminuye la presión, aumenta el volumen y pasa lo contrario. Temperatura: varía si la reacción es exotérmica o endotérmica. Así: Aumento de T en reac exo: izquierda Disminuye T en reac exo: derecha Aumento de T en reac endo: derecha Disminuye T en reac endo: izquierda
Equilibrio iónico
El pH es una medida para establecer el nivel de basicidad o acidez. Se mide de 0 a 14 donde 7 es neutro, cercano a 0 es ácido y cercano a 14 básico.
pH= -log [H+] [H+]= 10–pH^ pH+pOH=
pOH= -log [OH-] [OH-]= 1 0 -pOH
pH mide concentración de H+ y pOH concentración de OH-, así que a mayor concentración de H+ mayor la acidez, y a mayor concentración de OH- mayor basicidad.
Según Arrhenius, un ácido es aquella sustancia que al disolverse en agua aumenta la concentración de H+ y una base es aquella sustancia que al disolverse en agua aumenta la concentración de OH-
Según Brønsted y Lowry, un ácido es aquella sustancia capaz de ceder H+ y una base es aquella sustancia capaz de aceptar H+
Ácidos y bases fuertes son aquellos que se disocian por completo. A recordar:
Ácidos fuertes: HCl, HBr, HI, HClO 4 , HNO 3 , H 2 SO 4
Bases fuertes: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Mg(OH) 2 , Ba(OH) 2
Ácidos y bases débiles se disocian parcialmente. A recordar:
Ácidos débiles: HIO 3 , HClO 2 , C 2 H 3 ClO 2 , HNO 2 , HF, CH 2 O 2 , C 7 H 6 O 2 , HN 3 , CH 3 COOH, HCN, H 2 O 2
Bases débiles: C 4 H 11 N, C 2 H 5 NH 2 , NH 3 , H 3 NO, C 5 H 5 N, C 6 H 5 NH 2
El grado de disociación se mide en α=nro moles que reaccionan/nro de moles iniciales. Por ejemplo, en N2 + 3H2 <-> 2 NH3 se iniciaron con 0,42 moles de N2 y reaccionaron 0,03, por lo que 0,03/0,42=0,071, es decir, 7,1% ionizado. Si H2 inició con 0,84 moles, y reaccionó 3 veces la cantidad que el N2, se tiene 3.0,03/0,84=0,107 que es 10,7%.
Ka es la constante de disociación ácida. pKa es simplemente el -log de esta constante. De manera similar, Kb es la constante de disociación básica, mientras que pKb es el -log de la constante. Las constantes de disociación de ácido y base se expresan generalmente en términos de moles por litro (mol / L). En las fórmulas, A representa ácido y B base.
Ka = [H +] [A -] / [HA]
pKa = - log Ka
Un valor alto de Ka indica un ácido fuerte porque significa que el ácido se disocia en gran medida en sus iones. Un valor pequeño de Ka significa que poco ácido se disocia, por lo que tiene un ácido débil. El pKa da la misma información, pero de una manera diferente. Cuanto menor sea el valor de pKa, más fuerte será el ácido.
Kb es la constante de disociación de la base. La constante de disociación de la base es una medida de cuán completamente una base se disocia en sus iones componentes en el agua.
Kb = [B +] [OH -] / [BOH]
pKb = -log Kb
Un valor de Kb grande indica el alto nivel de disociación de una base fuerte. Un valor de pKb más bajo indica una base más fuerte. pKa y pKb están relacionados por la relación simple: pKa + pKb = 14
Factores que influyen en la fuerza de los ácidos:
Polaridad de enlace: a mayor polaridad, el ácido se ioniza con mayor facilidad Energía de disociación de enlace: a mayor Edis, el ácido se ioniza con menor facilidad. A lo largo de un período: CH4 < NH3 < H2O < HF A lo largo de un grupo: HF << HCl < HBr < HI
Disoluciones amortiguadoras Son soluciones que se resisten a cambios en el pH durante pequeños agregados de ácido y/o base.
