CAPITULO I

ESTRUCTURA ATOMICA Y PROPIEDADES PERIODICAS.

1.1.- TEORÍA ATÓMICA MODERNA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.

1.1.1.- Introducción a la teoría atómica moderna.Actualmente sabemos que el átomo es una

partícula Fundamental de la materia que conserva sus propiedades físicas y químicas y que puede participar en reacciones químicas.También tenemos la información de, que el átomo está constituido por partículas subatómicas de las cuales se han descubierto alrededor de unas 30; de estas las más Importantes dentro de nuestro estudio del átomo son tres: el protón, el neutrón y el electrón.El protón y el neutrón se encuentran en el núcleo del átomo y tienen casi la misma masa. El electrón se encuentra girando alrededor del núcleo en unos espacios que los conocemos como orbitales.El electrón su masa es insignificante en relación con la masa del neutrón y del protón; por lo tanto lo que le da peso del átomo está concentrado en el núcleo.El protón y el electrón tienen carga eléctrica; siendo la del protón positiva (+) y la del electrón negativa (-). Las cargas de estas dos partículas son iguales y opuestas. El neutrón no tiene carga. Debido a la carga de estas tres partículas concluimos que el átomo es eléctricamente neutro.La carga eléctrica del electrón es extremadamente pequeña. Es la unidad elemental (u. E). Así la carga de cualquier cuerpo tiene que ser un múltiplo de la carga del electrón (o del protón) 1.6 x 10 -19 Coulombios. ___Carga________________________ Partícula Símbolo Masa relativa u e. C.Protón p 1.0073 +1 + 1.601864 x 10-19

El tamaño real de un átomo es pequeñísimo tanto que sería imposible tener un átomo en las manos e imposible medirlo. El diámetro del átomo fue calculado experimentalmente por Ernest Rutherford cuando en 1909 apoyado por sus discípulos Hans Geiger y Ernest Marsden llegó a la conclusión de que la mayor parte del átomo era espacio vacío y la masa mayoritaria del átomo estaba concentrada en un núcleo muy pequeño cuyo diámetro era 10,000 veces menor que el diámetro del átomo en si. Estableciendo Rutherford el modelo atómico siguiente: el átomo es como un sistema solar en miniatura formado por un núcleo muy pequeño y con carga positiva el cual contiene la mayor parte de la masa del átomo y los electrones de carga negativa que giran como los planetas a su alrededor.

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El átomo en su mayoría es espacio vacío. Está constituido por un núcleo con carga positiva que contengan los neutrones y protones. Es como un sistema solar en miniatura siendo el sol el núcleo y los planetas los electrones. Es eléctricamente neutro. (No. de protones = No.de electrones).

Diámetro del átomo: 0.00000001= 10-8 cm = 1 0A (ángstrom)Diámetro del núcleo: 0.000000000001 cm. = 10 -12 cm = 10 -4 0A (ángstrom).

El número atómico de un átomo es igual al número de protones que se encuentran en su núcleo. Pero como es eléctricamente neutro el número de protones es igual al número de electrones que giran alrededor del núcleo; por lo tanto el número atómico = número de protones = número de electrones = Z. El número atómico se representa con la letra Z.Los átomos de un mismo elemento todos ellos tienen el mismo número atómico y si tienen el mismo número atómico, tienen también las mismas propiedades químicas.Existen átomos de un mismo elemento que pueden tener el mismo número atómico; pero diferente masa, debido a que algunos de ellos varían en el número de protones que se encuentran en su núcleo. Teniendo así diferente masa. El número de masa de un átomo se representa con la letra A.

A= Número de Protones + Número de Neutrones

A estos átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico, pero diferente masa y mismas propiedades químicas se les conoce como ISOTOPOS.

ATOMO

PARTICULAS SUBATOMICAS

ELECTRON PROTON NEUTRON

CORTEZA

NUCLEO

No. ATOMICO

No. MASA

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Por ejemplo el elemento hidrógeno tiene tres tipos de átomos que se llaman protio, deuterio y tritio. Todos ellos tienen un solo protón en su núcleo y un electrón girando alrededor del núcleo. Pero las masas de su núcleo son diferentes ya que el protio no tiene protones, el deuterio tiene un protón el tritio tienen dos protones.

TABLA 1.1.- ISOTOPOS DEL HIIDROGENO

Especies Símbolo Número de protones

Número de neutrones

Abundancia Natural %

Protio 11H o P 1 0 99.985

Deuterio 21H o D 1 1 0.015

Tritio * 31H o T 1 2 0

El símbolo del elemento hidrógeno es H; el superíndice indica la masa del átomo (suma de protones y neutrones en el núcleo); el subíndice indica el número atómico (el número de protones).* El tritio es sintético.

CONCEPTOS PREVIOS PARA COMPRENDER LA MECÁNICA CUÁNTICA DEL ÁTOMO.

INTRODUCCIÓN.- Es necesario para nuestra comprensión de la teoría atómica moderna estudiar algunos conceptos que nos explican el comportamiento de los electrones: ¿dónde realmente se encuentran ubicados en el átomo?, ¿cómo es su movimiento?, ¿cómo liberan o absorben energía los átomos por las transiciones electrónicas? Por tal motivo vamos a estudiar: Radiación Electromagnética, Espectro Electromagnético y sus características.No podemos adentrarnos en la teoría de Cuantización de Bohr sin conocer la teoría de la mecánica quántica establecida por el físico alemán Max Planck en 1900 quien es el iniciador de esta disciplina; la cual ha servido de sustento a la estructura atómica moderna y molecular.

ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO.

RADIACION.- Es el término empleado para describir la emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas.RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA.- Es una manifestación de la energía radiante que al moverse o desplazarse en el espacio produce campos eléctricos y magnéticos de oscilación uniforme llamadas ondas. La radiación electromagnética se caracteriza por su longitud de onda ( y su velocidad (c).

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Espectro Electromagnético.- Es la identificación y representación de las radiaciones electromagnéticas. Por ejemplo el Espectro electromagnético de la energía solar comprende varias regiones o zonas que van desde los rayos cósmicos hasta las ondas de radio; correspondiendo a cada región un determinado rango de longitudes de onda que viajan a una velocidad de 2.9 979 x 10 10 cm/s (generalmente se redondea a 300,000Km /seg.) y una frecuencia determinada. La luz blanca es una radiación dentro del rango del visible cuyas longitudes de ondas van de 3900°A a 7000°A (Angstroms) Esta radiación es percibida por el ojo humano. Por lo tanto la radiación electromagnética se caracteriza por su longitud de onda y su velocidad. La frecuencia (de la radiación electromagnética se puede calcular por su longitud de onda y su velocidad.

c / .

Amplitud de onda es la altura que va desde el inicio de la onda hasta la cresta.Longitud de onda.- es la distancia que recorre una oscilación completa La longitud de onda se miden en ángstrom, o en nanómetros.Frecuencia.- es el número de ondas que pasan por un punto en un segundo. Se mide en Hertz o en Watts.

Longitud de onda Frecuencia

A mayor longitud de onda menor frecuencia y menor energía; a menor longitud de onda mayor frecuencia y mayor energía. Por lo tanto la frecuencia de una radiación es directamente proporcional a la energía. En cuanto mayor sea la frecuencia el poder de penetración de la radiación es mayor y más dañino para nosotros.

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Los rayos cósmicos, rayos gamma, rayos X y ultravioleta se les llama Radiaciones Ionizantes (provocan ionización de los átomos). Tienen un poder agresivo y dañino para nuestro organismo; cuando nos exponemos frecuentemente y muy cerca a este tipo de radiaciones sin protección. Actúan a nivel genético celular cambiando la información genética de las células produciendo diferentes tipos de alteraciones en el organismo como diferentes tipos cáncer, ceguera parcial o total desequilibrio a nivel cerebral y anormalidades en la formación de un nuevo ser.

Radiaciones No Ionizantes.- Son las de la región del visible, infrarrojo, T. V. ondas de radio y microondas. Estas también son peligrosas pero sus longitudes de ondas son de menor energía por lo tanto son de menor poder de penetración.

La siguiente tabla muestra el espectro electromagnético, con sus longitudes de onda, frecuencias y energías de fotón:

Longitud de onda (m)

Frecuencia (Hz)

Energía (J)

Rayos gamma < 10 pm >30.0 EHz >19.9E-15 J

Rayos X < 10 nm >30.0 PHz >19.9E-18 J

Ultravioleta Extremo < 200 nm >1.5 PHz >993E-21 J

Ultravioleta Cercano < 380 nm >789 THz >523E-21 J

Luz Visible < 780 nm >384 THz >255E-21 J

Infrarrojo Cercano < 2.5 µm >120 THz >79.5E-21 J

Infrarrojo Medio < 50 µm >6.00 THz >3.98E-21 J

Infrarrojo Lejano/submilimétrico

< 1 mm >300 GHz >199E-24 J

Microondas < 30 cm >1.0 GHz >1.99e-24 J

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Ultra Alta Frecuencia Radio

<1 m >300 MHz >1.99e-25 J

Muy Alta Frecuencia Radio <10 m >30 MHz >2.05e-26 J

Onda Corta Radio <180 m >1.7 MHz >1.13e-27 J

Onda Media (AM) Radio <650 m >650 kHz >4.31e-28 J

Onda Larga Radio <10 km >30 kHz >1.98e-29 J

Muy Baja Frecuencia Radio

>10 km <30 kHz <1.99e-29 J

Espectro electromagnéticoImágenes tomadas de http://es.wikipedia.org/wiki/Espectro_electromagn%C3%A9tico

Los Espectros pueden ser:Espectros de Emisión.- este fenómeno lo observó por primera vez en 1664 Sir Isaac Newton, al descomponerse la luz blanca cuando pasa a través de un prisma de vidrio denominando a este fenómeno dispersión de la luz; observándose los siete colores del arco iris. Formándose un espectro continuo de emisión..El espectro de emisión en un átomo se produce cuando un electrón desciende de un nivel superior a un nivel inferior. La emisión es en forma de fotón o cuanto de luz. Cuando los elementos se calientan o se exponen a altos voltajes se emiten determinados colores en determinadas longitudes de ondas. Formándose un espectro de emisión discontinuo.

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Concluyendo el espectro de emisión puede ser continuo y discontinuo.

Espectro continuo: es una serie de bandas coloreadas amalgamadas que resultan del fenómeno de dispersión de la luz al atravesar un prisma. Ejemplo: el arco iris.Espectro discontinuo o de rayas: Este espectro es una serie de rayas o franjas separadas de acuerdo a las longitudes de ondas en que la sustancia emita o absorba energía.

Espectro de absorción.- Son los espectros resultantes de hacer pasar un rayo de luz a través de una determinada sustancia. Toda la luz es transmitida a la sustancia excepto en las longitudes de onda donde esa sustancia emite energía. Se produce cuando una sustancia absorbe la luz en forma de energía. Cuando un átomo absorbe energía es porque un electrón pasa de un nivel inferior a un nivel superior. El resultado en este espectro es opuesto al de emisión. Por ejemplo: Si se hace pasar un rayo de luz blanca a través de una muestra de hidrógeno atómico gaseoso, toda la luz es transmitida excepto en las mismas longitudes de onda, en donde en el espectro de emisión aparecían líneas coloreadas ahora aparecen bandas oscuras.

Ley de Kirchhoff “Todo cuerpo absorbe las mismas radiaciones que es capaz de emitirLas radiaciones son determinantes para conocer el ordenamiento de los electrones dentro del átomo”.En 1859 Robert Bunsen y el físico Gustav Kirchhoff idearon el espectroscopio y los científicos pudieron estudiar la luz emitida por los elementos al ser calentados hasta la incandescencia.

Espectro atómico discreto.- es aquel que es característico de cada elemento o sustancia y sirve para identificarlo Es como su huella digital. Los espectros de las sustancias o de los átomos pueden ser observados a través de los espectroscopios o espectrógrafos.

TEORIA DE LOS FOTONES O CUANTOS

No podemos adentrarnos en la teoría de Cuantización de Bohr sin conocer la teoría de la mecánica quántica establecida por el físico alemán Max Planck en 1900 quien es el iniciador de esta disciplina; la cual ha servido de sustento a la estructura atómica moderna y molecular.

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TEORIA DE MAX PLANCK.- en 1900 al realizar una serie de experimentos Max Planck propone:” Que la radiación electromagnética puede considerarse como un rayo de paquetes de energía llamados “fotones o cuantos.” Dedujo que la energía de un solo fotón, o cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación y establece la siguiente ecuación.

h

Si observamos la ecuación podemos deducir que la energía de la radiación aumenta a medida que se intensifica la frecuencia. Por ejemplo la luz violeta tiene mayor energía que la luz roja, ya que la luz violeta tiene mayor frecuencia.Un fotón es una partícula que forma parte de una radiación electromagnética, la cual no posee masa y transporta un cuanto de energía. Es la mínima cantidad de energía que posee una radiación electromagnética.Según Planck la energía emitida o captada por un cuerpo en forma de radiación electromagnética es siempre un múltiplo de la constante h, por la frecuencia de la radiación.

n h

Concluyendo la teoría de Max Planck establece: La energía radiante es emitida o absorbida en porciones elementales llamadas

“cuantos”. Los cuantos poseen diferentes y variados contenidos energéticos La energía que posee un cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de la

radiación electromagnética. Los cuantos que forman la luz se les llama fotones.La constante de proporcionalidad h llamada constante de Planck, tiene las unidades energía x tiempo. En calorías – segundos h = 1.58 x 10 -34

En ergios – segundos h = 6.63 x 10 -27

En Joule – segundos h = 6.63 x l0 -34 De acuerdo con la teoría cuántica, la energía siempre se emite en múltiplos de h por ejemplo 2hhetc. pero nunca en cantidades tales como 1.54 h

PRINCIPIOS DE CUANTIZACION EN EL ÁTOMO DE BOHR.

En 1913 ya se conocía lo suficiente acerca de la naturaleza del átomo como para que el gran físico Niels Bohr pudiera proponer un modelo planetario del átomo de hidrogeno:

Thomson había identificado al electrón como una partícula negativa que es un componente universal de la materia. Habiendo trabajado con Rutherford en el mismo laboratorio; toma el modelo de átomo de Rutherford.

La teoría cuántica de Max Planck (1900) La hipótesis de Albert Einsten (1905) soportada en los estudios de Planck.

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En 1905 Albert Einstein propuso su hipótesis: un rayo de luz está formado por un flujo de partículas llamadas fotones; y cada una de estas partículas posee una cantidad de energía E = h

ohr integró todas estas ideas y produjo su modelo de átomo que le permitía calcular: La posición de las rayas en el espectro emisión y absorción del hidrógeno. Por qué los electrones no caen al núcleo.

Su modelo resultó muy útil para explicar las propiedades físicas y químicas de los elementos.

Describió al átomo de hidrógeno como un sistema en el cual el único electrón que posee gira alrededor del núcleo con una sola carga positiva.Inicia sus trabajos con el modelo de átomo de Rutherford pero impone algunas limitaciones a la energía y movimiento de los electrones; tuvo que romper con la tradición de la física clásica y propone los siguientes postulados.

Postulados de Bohr para el átomo de Hidrógeno

1. El electrón gira en órbitas circulares de radios definidos. Es decir ocupan niveles discretos de energía.

2. Los electrones no irradian energía en forma continua como enunciaba la teoría electromagnética de la materia. Los electrones se encuentran en dichos niveles en estados estacionarios de energía.. Es decir poseen una energía fija y definida. Mientras un electrón esté en estado estacionario de energía ni emite y absorbe energía.

3. Los electrones pueden alcanzar niveles de energía más altos por la absorción de cantidades fijas de energía

4. Los electrones emiten cantidades fijas de energía .cuando caen a niveles más bajos de energía.

5. La energía de un fotón emitido por un átomo cuando un electrón desciende de un nivel de energía a otro inferior, es igual a la diferencia de energía entre los dos niveles energéticos:

fotón = = f – i

(, la letra griega delta, representa “la diferencia”). La frecuencia del fotón se puede calcular de la ecuación de Planck:

fotón = f – i = = hv

Basándose en este modelo Bohr obtuvo expresiones matemáticas de rn, los radios de las órbitas, y n, sus energías asociadas:

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rn = n 2 h 2 n = 1, 2, 3, … (2)2me2

n= – 2 2 me 4 n = 1, 2, 3, … n2h2

donde m = masa del electrón e = carga del electrón h = constante de Planck n = número de órbita o estado estacionario

También se conoce n como el nivel de energía o capa. Puesto que m, e, h, y son constantes, la energía y el radio del electrón del átomo de hidrógeno sólo dependen del valor de n en las ecuaciones previas; y como n debe ser un número entero, la energía y el radio son discontinuos y sólo se permiten ciertos valores. La sustitución de los valores de las constantes en la Ecuación n nos da:

n= – 2,1797 x 10 -11 erg = – 5,20928 x 10 -19 cal n2 n2

Con estas ecuaciones se puede calcular la energía de los fotones emitidos. Conociendo la energía, se pueden calcular la frecuencia y la longitud de onda.La teoría de Bohr puede considerarse como el inicio básico en la búsqueda de información relacionada con el comportamiento de los electrones en los átomos.

Sabemos que un átomo de hidrógeno excitado, donde el electrón no se encuentra en su órbita de menor energía o estado basal, emitirá cierta cantidad de energía cuando dicho electrón regrese a una órbita inferior. En esta emisión se producen varias series de líneas espectrales, que son las siguientes:

a. La serie de Lyman aparece en las transiciones desde los niveles n = 2, 3, 4, ... etc. hasta la órbita n = 1Longitudes de onda que corresponden a la región del Ultravioleta.

b. La serie de Balmer aparece en las transiciones desde los niveles n = 3, 4, 5,….etc. hasta la órbita n = 2.Longitudes de onda que corresponden a la Región del visible

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c. La serie Paschen aparece en las transiciones desde los niveles n = 4, 5, 6, …etc. hasta la órbita n = 3.Longitudes de onda que corresponden a la región del Infrarrojo.

Serie Espectral es un conjunto de transiciones electrónicas de niveles superiores de energía que convergen todas al mismo nivel de energía inferior.

Fuente: http://media4.obspm.fr/public/FSU/images/spectro/images/bohr.png

TEORÍA DE BOHR EN RELACION CON OTROS ATOMOS.

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Bohr basándose en las propiedades físicas y químicas de los elementos pudo también determinar el número de electrones de cada orbita o nivel en átomos poli-electrónicos. Concluyó que el número máximo de cada órbita nivel de energía es igual a 2n2 .También determinó ó que a partir del segundo nivel de energía y niveles superiores parecían existir subgrupos o subniveles. Hay dos subgrupos en la segunda órbita o nivel; en el tercer nivel hay tres subgrupos y así sucesivamente.

Orbitas Elípticas: Bohr-Sommerfeld

Debido a los instrumentos ópticos llamados espectroscopios, que realmente forman los espectros, se han podido llevar a cabo estudios más precisos de los espectros. En realidad, al inventarse los espectroscopios del alto poder de resolución, los científicos se dieron cuenta de que las líneas espectrales como las que aparecen en las series de Balmer, no son tan simples como habían supuesto. Estas líneas están compuestas, a su vez, de otras de estructura más fina que solo se pueden explicar por la presencia adicional a niveles de energía. Con objeto de aclarar este descubrimiento, Arnold Sommerfeld, en 1916, indicó también la existencia de orbitas elípticas y circulares en el segundo y en los más altos niveles de energía.Para describir cada uno de los niveles mayores de energía, Sommerfeld definió 2 números cuánticos. Uno de ellos, n, designa los niveles principales de energía y es idéntico a los números usados por Bohr para designar diferentes niveles electrónicos de energía.

n tiene los valores n =1,2,3,4...,etc. Su otro número cuántico, k, indica el grado en que la orbita elíptica se desvía de una circunferencia. Cuando k =n, la orbita es circular, y cuando k =0, la elipse ha degenerado en una recta. Aceptando valores enteros para k, puede verse que k tiene como limites k =1 y k = n. Podemos fácilmente relacionar las ideas de Sommerfeld con estos números cuánticos si consideramos a la elipse como una circunferencia deformada y suponemos que si eje mayor corresponde a su diámetro más grande y su eje menor a su diámetro mas pequeño.

n =k n>k

Si el numero cuántico n es proporcional a la longitud del eje mayor y el numero cuántico k al eje menor, tendremos una circunferencia cuando n = k, una recta, cuando k = 0, y una orbita elíptica cuando n>k y k>0 El nivel n =1 lo puede tener una orbita puesto que n =k = 1. Para el segundo nivel principal, n =2 y k solo puede tener valores de 1 y 2. Cuando n = 2= k, la orbita es circular, pero cuando n =2 y k = 1, es elíptica. Siguiendo este razonamiento, puede verse que los principales niveles de energía están compuestos de subniveles y el número de subniveles que forman un nivel principal es igual a su número cuántico principal n.

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Este esquema proporciona el número exacto de estados de energía necesarios para explicar los espectros de líneas finas observadas. La teoría atómica moderna exige la sustitución de k por el numero cuántico l, donde l= n –k en secuencia hasta llegar al valor limite (n-1). Así (n-1) es el valor máximo de cualquier nivel principal n.

Naturaleza Dual del Electrón ó Naturaleza ondulatoria de los Electrones

En 1924 Luis de Brogglie propuso que los electrones podrían tener propiedades ondulatorias. Pensó: si las ondas de luz se comportan como un flujo de partículas (fotones), podría ser posible que las partículas como los electrones tengan propiedades ondulatorias. Concluyó que: Los electrones además de ser partículas, tienen características de ondas. Pues su movimiento es ondulatorio.Establece una ecuación que relacionan las propiedades de partícula y de onda del electrón: h

mv = momentum = p

donde : longitud de onda asociada a una partícula en movimiento. m = su masa. v = su velocidad.h = constante de Planck.

La hipótesis de Brogglie fue confirmada cuando se descubrió que el destello del electrón experimenta difracción, fenómeno característico de las ondasPrincipio de Incertidumbre de Werner Heisenberg.: “Es imposible determinar la simultáneamente la posición y la velocidad exactas de un electrón”.

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Este principio es aplicable a todos los cuerpos, pero sólo adquiere significación cuando la masa es muy pequeña; siendo esto una limitación fundamental de la naturaleza. Para percibir un electrón podemos hacerlo reaccionar con luz o radiación electromagnética. La luz debe tener una longitud de onda menor que las dimensiones de un electrón. Pero tal luz tendría que poseer elevada energía y sus fotones cambiarían por colisión la energía de los electrones. Podríamos calcular la posición de la colisión, pero sabríamos muy poco de la energía o la velocidad del electrón después de la colisión.

Ecuación de Edwin Schrödinger. En vista de la hipótesis de Broglie y del principio de Incertidumbre de Heisenberg, Erwin Schrödinger (1927) propuso una ecuación de onda para describir el comportamiento de un electrón: m (E- V) xy2z2 h

(psi) = llamada función de onda, puede ser considerada como la amplitud de la onda del electrón.m = masa del electrón.E = energía cinética. V = energía potencial. h = cte. De Planck. x, y, z, = coordenadas del eje cartesiano .

Así la ecuación de Schrödinger dota al electrón de una naturaleza ondulatoria y de partícula simultáneamente; tiene masa y una longitud de onda asociada con ella, lo cual concuerda con los datos experimentales.Por la ec. de rn de Bohr podemos determinar el radio exacto del electrón en cualquier órbita del átomo de hidrógeno.Según la ecuación de Schrödinger tenemos que la posición más probable del electrón en un átomo de hidrógeno no excitado es a una distancia radial ao ó 0.529 Amstrong del núcleo, pero hay probabilidades de encontrar electrón a otras distancias

Debido al principio de incertidumbre tenemos que contentarnos con una teoría que nos permite calcular únicamente la ubicación probable de los electrones en los átomos.

1.1.2.- Números Cuánticos.

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Los números cuánticos son el resultado de la Ecuación de Schrödinger en donde un electrón es tratado en función de su comportamiento ondulatorio. De acuerdo con la Ec. de onda de Schrödinger, la posición probable de un electrón está determinada por cuatro parámetros llamados números cuánticos; los cuales tienen valores dependientes entre sí.Se representan por las literales n, l ,m , y s.

NÚMERO CUANTICO PRINCIPAL (n).- Nos designa el Nivel Energético Principal en el que se localiza un electrón dado. También expresa la energía de los niveles dentro del átomo. Puede teóricamente tomar valores enteros de 1 (uno) hasta infinito, aunque con siete (7) valores es posible satisfacer a todos los átomos conocidos en la actualidad.Un conjunto de orbitales con el mismo valor de n recibe el nombre de Capa ó Nivel.

Orbital Atómico.- Es la región probable en un 90% donde se encuentra girando un electrón alrededor del núcleo.

NÚMERO CUÁNTICO AZIMUTAL O DE MOMENTO ANGULAR (l).- Indica la Forma de los orbitales. Los valores de l dependen del valor del número cuántico principal n. Para un valor dado de n, l toma todos los valores enteros posibles desde 0 hasta ( n-1) El valor de l en general se designa por las letras s, p, d, f, de la siguiente manera:

l 0 1 2 3 4 Nombre del Orbital s p d f g

NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m).- Describe la Orientación del orbital en el espacio. Dentro de una subcapa el valor de m depende del valor de l. Los valores de m van desde - l hasta + l pasando por cero (0).

NÚMERO CUÁNTICO SPIN (s).- Expresa el Campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje. El electrón solo puede tener giros en dos direcciones: en sentido de las manecillas del reloj o en sentido contrario.Los valores numéricos para el número cuántico s son: + 1/2 y – ½.En cada orbital atómico puede haber como máximo dos electrones; uno con giro positivo y otro con giro negativo.

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Niveles y Subniveles de Energía en el átomo: La resolución de la ecuación de Schrödinger pone de manifiesto y comprueba lo que Bohr y Sommerfeld habían propuesto respecto al modelo atómico En primer lugar que existen niveles de energía en donde los electrones de los átomos giran alrededor del núcleo. Estos electrones tienen una energía fija y definida.

Dentro de cada nivel de energía existen subniveles y en ellos se encuentran orbitales donde giran específicamente como máximo dos electrones en cada orbital de espines opuestos.

También con el uso de espectroscopios de alta resolución se pudieron observar en el espectro de los átomos, que una raya espectral estaba formada a su vez por varias líneas espectrales Que comprueban también la presencia de los subniveles en un nivel principal de energía.

Por ejemplo en el segundo nivel de energía (observe el cuadro superior); podemos analizar los valores que corresponde a cada número cuántico: l toma valores de 0 y 1 quiere decir que existen dos subniveles (s y p). Si n= 0 el orbital es tipo s; si n= 1 el orbitales es tipo p.Cuando m toma valores de 0 quiere decir que la orientación de uno de los orbitales es concéntrica al núcleo es decir un orbital tipo s (sharp = agudo por la línea observada en el espectroscopio) ; m en este mismo nivel también toma los valores de -1 0 +1 . Tenemos por lo tanto un segundo subnivel en donde se encuentran tres orbitales con diferente orientación (Px Py y Pz) de igual energía (orbitales degenerados) tipo p (principal por el tipo de línea observada en el espectroscopio) y en cada uno de ellos se encuentran dos electrones girando con espines opuestos. En total en el segundo nivel de energía se encuentran dos subniveles uno s y otro p. En el subnivel p se encuentran tres orbitales con tres orientaciones diferentes en el espacio: px py pz.En el tercer nivel de Energía habrán tres subniveles: En el primer subnivel un orbital tipo s ; en el segundo subnivel tres orbitales equivalentes en energía tipo p con orientaciones px py pz ; y en el tercer subnivel habrán cinco orbitales degenerados tipo d con cinco orientaciones : dxy, dxz ,dyz ,dx2-y2, dz2.En el cuarto nivel se encuentran cuatro subniveles: s p d f. Todos idénticos a los anteriores anexándose los del cuarto subnivel en donde se encuentran cinco orbitales degenerados tipo d (d= diffuse) con las siguientes orientaciones: fy3-yx2 ; 5yz2 – yr2 ; 5x z2- 3x r2 ; x3 -3x y2 ; zx2 –zy2 ; x y z ; 5z3 -3z r2.

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Orbitales d

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ENERGÍA DE NIVELES Y ORBITALES.

Entre más cerca se encuentra un orbital del núcleo del átomo los electrones que en el se encuentran están más fuertemente atraídos por el núcleo. Y este orbital es de baja energía.Con respecto a los orbitales s y p por ejemplo dentro de un mismo nivel de energía tiene menor energía un orbital s que los px , py , pz. Pero los tres orbitales p son equivalentes en energía, y tamaño; simplemente sus orientaciones son diferentes. A estos orbitales equivalentes en energía dentro de un mismo nivel se les llama orbitales degenerados.Con respecto a los niveles de energía en átomos poli electrónicos, los electrones del segundo nivel tienen más energía que los del primer nivel. Es decir entre mas lejos del núcleo del átomo se encuentra, el nivel es de mayor energía porque sus electrones están menos fuertemente atraídos electrostáticamente por el núcleo Esto se debe en cierto modo al efecto de apantallamiento que sufren los electrones entre sí.

La energía de un electrón en átomos poli electrónico depende de dos números cuánticos: n y l. La energía total de un átomo poli electrónico depende de la suma total de las energías de sus orbitales además de la energía de repulsión que experimentan los electrones entre sí en esos orbitales. Basados en estas ideas podemos comprender porque se llena primero el orbital 4s que el 3d.

Esto lo podremos observar en el próximo subtema cuando estudiemos el principio de Aufbau.

Nivel de Energía Subniveles Orbitales1 1s 1s2 2s 2s

2p 2px,2py,2pz3 3s 3s

3p 3px,3py,3pz3d 3dxy,3dxz,3dyz,3dx2-y2,3dz2

4 4s 4s4p 4px,4py,4pz4d 4dxy,4dxz,4dyz,4dx2-y2,4dz2

4f fy3-yx2 ; 5yz2 – yr2 ; 5x z2- 3x r2 ; x3 -3x y2 ; zx2 –zy2 ; x y z ; 5z3 -3z r2.

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1.1.3.- Principios básicos que rigen la distribución de los electrones en los orbitales del átomo.

Tres son los principios básicos que rigen la distribución electrónica en los orbitales del átomo:

PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI.- En 1926 Wolfgang Pauli estableció: que en un átomo no pueden existir dos electrones con el mismo conjunto de números cuánticos; al menos el spin de rotación debe ser diferente.Si representamos la distribución electrónica del Berilio (Be). El cual tiene un número atómico de 4. Lo que nos indica que tiene cuatro electrones girando alrededor del núcleo. Su distribución electrónica sería la siguiente:

4 Be: 1s 2s

Cada cuadrito nos representa un orbital. Cada flecha dentro del orbital nos representa un electrón. En un orbital pueden existir como máximo dos electrones de spines opuestos; es decir uno debe girar sobre su propio eje en sentido de las manecillas del reloj y el otro en sentido opuesto.Analicemos los valores para los números cuánticos del átomo del Berilio:

Electrón Números Cuánticos.n l m s

1 1 0 0 +1/22 1 0 0 - 1/23 2 0 0 +1/24 2 0 0 - 1/2

Podemos concluir que los electrones 1 y 2 que se encuentran en un mismo orbital (1s) tienen los mismos valores para los números cuánticos n, l, m ; pero difieren en el número cuántico s pues el electrón 1 tiene un valor de + ½ ; y el electrón 2 tienen un valor de – ½.. Lo mismo sucede con los electrones 3 y 4 que se encuentran en un orbital 2s. Quedando así de manifiesto el principio de Exclusión de Pauli.

REGLA DE HUND O DE LA MÁXIMA MULTIPLICIDAD.- Esta ley establece que cuando se llenan orbitales equivalentes en energía, la forma de llenado en la que el átomo tiene una forma mas estable en energía, es cuando los electrones en estos orbitales se coloquen en forma paralela; antes de que exista un apareamiento de electrones.

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Observemos el átomo de Nitrógeno que tiene un número atómico de 7: 7 N

__________________________________________________________________

Segundo Nivel 2px 2py 2pz 2s _________________________________________________ Primer Nivel

1s

Observemos cómo los orbitales 2p son equivalentes en energía, y para la mayor estabilidad del átomo son llenados en forma paralela y no existe apareamiento de electrones en ninguno de ellos; esto es con el fin de que la distribución de los electrones en los subniveles del átomo sea la más estable. Debido a que son solo siete electrones los que hay que distribuir en los orbitales, será en el átomo de oxigeno, fluor y Argón en donde se aparearan los electrones en estos orbitales.

PRINCIPIO DE CONSTRUCCION O DE AUFBAU O REGLA DE LA DIAGONAL.- La palabra aufbau es un vocablo alemán que significa Construcción. Este principio establece “que los electrones llenan primero los orbitales de menor energía.” Para conocer cual es el orbital de menor energía se puede aplicar la siguiente ecuación: E = n + l.

Por ejemplo según el principio de Aufbau podemos observar que se llena primero el 4s y después el 3d. Aplicando la fórmula podemos darnos cuenta que el 4s es de menor energía que el 3d:

E 4s = n + l. = 4 + 0 = 4 * 4s orbital de menor energía. E 3d = n + l. = 3 + 2 = 5

Cuando dos orbitales tienen el mismo valor de la suma (n + l.), tiene menor energía el orbital que tenga el valor de n más pequeño.Ejemplo: Para los orbitales 2p y 3s la suma de E = 3. Por lo tanto el orbital 2p es el de menor energía porque tiene el valor de n más pequeño.

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La Energía de cada orbital va creciendo de la siguiente manera:1s < 2s<2p< 3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s

1.1.4.- Configuraciones electrónicas de átomos o iones de elementos representativos

Configuración Electrónica. Es la distribución de los electrones en los distintos orbitales atómicos; en orden de energía creciente.La distribución de los electrones está basada en el número atómico de los elementos (Z). La tabla periódica esta ordenada en base al número atómico de los elementos ; de ahí la importancia de su organización ya que nos permite conocer las propiedades físicas y químicas de los elementos. Estas al mismo tiempo son un reflejo de la configuración electrónica en el átomo. La mayor parte de las distribuciones electrónicas fueron determinadas experimentalmente y por cálculos.Para conocer la ubicación exacta de un electrón en el átomo utilizamos los números cuánticos: n, l, m, y s. Es como si tuviéramos la dirección de un electrón, pues nos indica la ciudad, colonia, calle y número de casa del mismo. Ejemplo: Número de electrones

Nivel de energía 2 p x1

Subnivel u orbital Orientación del orbital

Existen 3 formas de representar las configuraciones electrónicas de los átomos:

FORMA CONDENSADA.- En esta representación es la mas abreviada de las representaciones; no especifica las orientaciones de los orbitales. Ejemplos de configuraciones electrónicas condensadas

17Cl: 1s , 2s , 2p ,3s , 3p5

Número atómico (Representa el No. de p+, y como el átomo es neutro No. p+ = No. e-)

30Zn: 1s , 2s , 2p ,3s , 3p , 4s , 3d

CONFIGURACION UTILIZANDO KERNEL.-En esta representación se utiliza la simbología del Kernel (símbolo encerrado entre corchetes) del gas noble con número

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atómico menor, y se colocan los electrones de la capa de valencia restante del átomo a representar.

17Cl : [10Ne] 3s2 3p5

6C : [2He] 2s2 2p2

DIAGRAMA ORBITAL.- Que consiste en colocar en un cuadro pequeño, que representa el orbital, dos flechas una hacia arriba y otra hacia abajo, indicando la rotación antiparalela de los espines de dos electrones en el mismo orbital.

Ejemplo: 17Cl :

1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz.6 C:

1s 2s 2px 2py

Cuando un átomo gana o pierde electrones se convierte en un ión.Si gana un electrón, su núcleo va a tener una deficiencia de un protón (+), ya que en la corteza del átomo está girando un electrón demás por lo que el átomo ha dejado de ser neutro y ahora tiene una carga negativa demás; podemos decir que se ha formado un anión. Este se representa con el símbolo del elemento correspondiente y con un signo negativo. Anión es un átomo que ha ganado un electrón

Ej: 9F + 1e 10 F -

En caso contrario si un átomo pierde un electrón su núcleo tendrá un protón que su carga no va a estar neutralizada; por lo tanto se convierte en un ión positivo o catión porque tiene una carga positiva demás. Se representan por el símbolo del elemento correspondiente con un signo positivo.Catión es un átomo que ha perdido un electrón.

Ej: 11Na - 1e 10 Na +

Representación de la configuración electrónica de iones.

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Elemento Configuración Electrónica átomo

Configuración iónica

Ión formado.

Fluor : 9 F 1s2 2s2 2px22py2

2pz11s2 2s2 2px22py2

2pz2F -

Sodio : 11Na 1s2 2s2 2px2 2py2

2pz2 3s11s2 2s2 2px22py2

2pz2Na+

Carácter Diamagnético y Paramagnético de los átomos. Se dice que un átomo o una sustancia son paramagnéticos cuando son atraídas por un imán. Los electrones en el último de sus orbitales llenos, presenta los espines con el mismo sentido de rotación o en forma paralela. Esto hace que sus campos magnéticos se refuercen entre sí y las sustancias formada de estos átomos pueden ser atraídos por un imánDiamagnético es la propiedad que una sustancia de ser repelidos por un imán debido que sus átomos en el último orbital lleno los espines de sus electrones tienen rotación antiparalela o se encuentran apareados. Esto trae como consecuencia que sus campos magnéticos se anulen y el átomo es diamagnético.

1.2.- CARACTERÍSTICAS DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA ACTUAL DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.

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Las características de la clasificación periódica actual se encuentran contenidas en el mejor mapa conceptual que se ha elaborado hasta hoy, para representar las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos, llamada tabla periódica.El hombre siempre ha querido saber y conocer su origen, así como el de la creación del universo. Todo esto formado por materia.En la antigüedad los filósofos griegos, decían que la materia estaba formada por cuatro elementos principales: Agua, Fuego, Tierra y Aire. Pero no fue hasta 1817 cuando sus conocimientos con respecto a la materia adquieren significancia científica, cuando se descubrieron nuevos Elementos Químicos e intentaron ordenarlos y clasificarlos, esto se resume en el siguiente diagrama, hasta llegar al a tabla periódica actual.

Breve reseña histórica

Propiedades Químicas

Agrupación de los Elementos Ley Periódica

Moderna

1914 H.G.J. Mosseley

Dimitri I. Mendeleiev y Julios Lothar Meyer

1817 Dobereiner

1862 A.E. Chancourtois

Graficas de masas atómicas.

1863 J.A.R. Newlands

Organizaron los elementos en base su peso

atómico.

Análisis de los rayos X

Ley de las octavas

Elementos semejantes

en “TRIADAS” (grupos de 3

elementos que tienen

propiedades similares)

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► La clasificación de la materia por sus propiedades es reciente. A principios del siglo XVII ya se conocían los ácidos, bases y sales los cuales algunos científicos llamaban tierras quebradizas.

► En 1774 Joseph Priestley aisló oxigeno calentando óxidos de fácil descomposición, años mas tarde Carl Wilhem Scheele probo que el aire estaba formado por oxigeno y nitrógeno. Scheele fue el primero en descubrir el oxigeno. Pero Priestley obtuvo el reconocimiento a este descubrimiento.

► Antonio Laurent Lavoisier estableció la ley de la conservación de la materia al observar que el peso se mantenía constante en la destilación del agua y en formación de los óxidos metálicos. Al O2 le dio el nombre de “Oxigeno” el cual significa “Formador de ácidos” basándose en la idea errónea de que todos los ácidos contenían O2. Conocido actualmente como “una sustancia compuesta por átomos que tienen la misma carga nuclear”.

► Durante los primeros 25 años del siglo XIX se descubrieron 20 nuevos elementos.

► En 1817 Dobereiner descubrió que se pueden agrupar elementos semejantes en “Triadas” de peso atómico creciente, el elemento de la mitad tiene un peso atómico promedio entre el más pesado y el más ligero. Ejemplo:

Li 3 3+19=22/2=11Na 11 El cual da como resultado el sodio Na (11)K 19

Mo 42 2+106=148/2=74W 74 El cual da como resultado el tungsteno W (74)SG 106

Cuando los elementos se colocan en orden creciente de sus pesos atómicos, sus propiedades físicas y químicas se repiten periódicamente.”

► En 1862 A.E. Chancourtois hizo una grafica de las masas atómicas de los elementos en forma de hélice sobre un cilindro. Dividiendo la base del cilindro en 16 segmentos, hizo una lista de los elementos con propiedades similares en columnas verticales.

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► En 1863 J.A.R. Newlands propuso su Ley de las octavas presentando a la Real Sociedad Química de Londres su trabajo “La ley de las octavas y las causas de relaciones numéricas entre los Pesos Atómicos”.

► Presentó una tabla en la cual había ordenado los elementos en base su peso atómico, intento demostrar que cada 8 elementos de la serie se repetían ciertas propiedades físicas similares. La ley de las octavas no fue aceptada por sus colegas, a quienes las ideas de Newlands les resultaron absurdas a muchos. Su trabajo fue reconocido 19 años después otorgándole la Real Sociedad la medalla Davy.

► Dmitri Ivanovich Mendeliev (ruso) y Julius Lotear Meyer (alemán). Descubrieron que los elementos pueden sistematizarse en base a su peso atómico. Cuando se ordenan según dicho peso, las propiedades químicas y físicas se repiten en forma regular o periódica. Mendeliev además de ordenar los elementos en base a su peso atómico, tomó de referencia las propiedades físicas y químicas de los elementos. Argumentó: que sólo los elementos que tuvieran propiedades similares podían ser miembros de una misma familia.Predijo la existencia y las características de los elementos desconocidos que él llamó el eka-aluminio, y eka-silicio. Actualmente son el galio y el germanio.Utilizó su principio de Periodicidad para corregir pesos atómicos de algunos elementos como el Indio, (de 76 a 113).Demostró que las propiedades del Indio son semejantes a las del Aluminio y del Talio colocándola en el grupo III.

Tabla periódica de Mendeliev

► En 1914, H G. J. Mosseley estableció la ley periódica moderna. “Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de su número atómico”

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Basado en la hipótesis de Rutherford: “la carga nuclear (Z) es igual al número atómico y que, además, la magnitud de la carga nuclear es algún múltiplo entero de la carga electrónica.Z = carga nuclear = ½ peso atómico = ne.

► Pudo comprobar esta hipótesis. Su experimento consistió en bombardear 40 -42

elementos con rayos catódicos (flujo de electrones); estos al incidir sobre el metal producían un espectro de rayos X., donde se observaban dos líneas muy brillantes. Encontró que medida que aumentaba el número atómico del metal, la frecuencia y energía de las líneas brillantes aumentaba. Y esto tiene lógica; porque la energía de un electrón en un átomo aumenta al aumentar la carga nuclear, identificada por Rutherford con el número atómico.

► Como el resultado de Mosseley. La ley periódica moderna puede anunciarse como: “Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos”

ORGANIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÒDICA MODERNA.

Habiendo sido establecida la ley periódica por Mosseley se abrió una nueva oportunidad de organizar los elementos en base a su número atómico. Surgiendo así el nuevo mapa conceptual muy bien organizado de todos los elementos en donde quedan de manifiesto todas sus propiedades físicas y químicas y nos ayuda a comprender la estructura atómica de los átomos.

La Tabla periódica moderna organiza a los elementos en orden ascendente de su número y la configuración electrónica del último nivel de energía. Está ordenada en una serie de columnas verticales conocidas como grupos ò familias y en filas horizontales llamados períodos. Iniciando con el elemento hidrógeno hay siete períodos. Se encuentran l6 grupos. Enumerados del I al VIII seguidos de la letra A y otro bloque del I AL VIII seguidos de la letra B. Los grupos de la letra A se llaman elementos representativos; los grupos designados con la letra B se conocen como elementos de transición.Las configuraciones de cada elemento están de manifiesto en cada grupo ó familia. Iniciando el llenado de niveles de energía con el hidrógeno con su único electrón en el nivel 1s y a través de lo largo del período se siguen llenando los demás niveles de energía.De acuerdo al subnivel llenado los elementos se dividen en categorías: elementos representativos, gases nobles, metales de transición, lantánidos y actínidos.Los elementos representativos (I al VIII A llamados elementos del grupo principal ) ; tienen incompleto los subniveles s ó p del nivel de energía máximo que les corresponde.Ejemplo: El Berilio se encuentra en el grupo IIA y su número atómico es3.Su configuración electrónica es la siguiente: 1s2, 2s1.Los gases nobles (Grupo VIII A) a excepción del Helio llenan los subniveles p del máximo nivel de energía correspondiente.

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Los elementos de transición del grupo B tienen incompleto el subnivel d. (Bloque d). Cabe aclarar que la configuración externa de estos elementos varía dentro de un mismo grupo y no existe una constante en el cambio de configuración electrónica de un metal al siguiente. Los elementos del grupo 2B no son elementos representativos, ni metales de transición, y no tienen un nombre especial.Los Lantánidos y Actínidos tienen incompleto el subnivel. Bloque f.Podemos concluir que la tabla periódica esta formada por cuatro bloques de acuerdo a la distribución electrónica de los elementos: s, p, d, f.

Fuente: http://www.textoscientificos.com/imagenes/quimica/tabla-periodica.gif

Los elementos del grupo IA se llaman METALES ALCALINOS. Los del grupo 2A METALES ALCALINOTERREOS. Los del grupo 8A GASES NOBLES. Los del 7A HALOGENOS. Todos estos grupos de elementos tienen configuraciones electrónicas externas semejantes lo que les confiere propiedades físicas y químicas semejantes.En los grupos del 3A AL 7A no podemos aplicar el mismo principio, pues a pesar de pudieran tener la misma configuración electrónica externa (grupo IV.) sus propiedades varían ya que algunos son metales, otros no metales y otros metaloides.Este sistema de numeración es el usado en Estados Unidos. En Europa sería lo contrario, es decir los de los grupos A serían los del grupo B. La numeración más moderna es la que considera grupos del 1 al 18 sin letras.

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Fuente: http://www.dayah.com/periodic/Images/tabla%20periódica.png

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1.3.- CARGA NUCLEAR EFECTIVA.

Efecto de apantallamiento.- Sabemos que los orbitales cerca del núcleo son más estable (poseen menor energía). Debido esto al nivel de energía y a la forma del orbital. Por ejemplo: Un electrón en el orbital 2s, tendrá menos energía que un electrón en un orbital 2p Si comparamos ahora las energías de los orbitales 2s y 2p con un orbital 1s ; tendremos el siguiente orden de energía :

1s <2s<2p

Los orbitales a medida se alejan del núcleo son de mayor tamaño. Así los orbitales del segundo nivel de energía: 2p tendrán más energía que el 2s. Si consideramos la densidad electrónica (presencia de electrones por unidad de área); los electrones que se encuentren en el orbital 2s estarán más tiempo cerca del núcleo que los electrones que se encuentren en un orbital 2p ( por su forma y tamaño). Se puede decir que un orbital 2s tiene mayor poder de penetración que el 2p. Dentro de un mismo nivel de energía a medida que aumenta el número cuántico l el poder de penetración es menor:

s > p> d > f

Concluyendo se necesita menor energía para quitar un electrón de un orbital 2p que uno de un orbital 2s. Porque la estabilidad de los electrones en un orbital depende de la atracción que ejerza el núcleo sobre ellos. Esta atracción está influenciada por el efecto de repulsión que experimentan los electrones entre sí en un mismo orbital y en un mismo nivel de energía. Dentro de un mismo orbital un electrón repele al otro y este efecto de repulsión disminuye la atracción del núcleo sobre el otro electrón. Es decir un electrón protege al otro de la atracción total del núcleo. También la presencia de los electrones en los orbitales más internos encubren o apantallan el efecto del núcleo sobre los electrones más externos.

Podemos comprender ahora que la atracción de los electrones por el núcleo en un átomo polielectrónico, no depende en su totalidad de la carga nuclear real Z (Número de protones en el núcleo); más bien existe sobre ellos una fuerza que llamamos carga nuclear efectiva.

Carga Nuclear Efectiva.- Zefe c es la carga auténtica que atrae a los electrones en un átomo polielectrónico y es menor a la carga real del núcleo.

Zefec = Z -

Donde Z = carga real (Número atómico = Número de Protones).constante de protección o de pantalla).

Esta constante es mayor que cero, pero menor que Z.

Este efecto de apantallamiento queda de manifiesto al considerar las energías de ionización para los átomos (Propiedad Periódica de los elementos).

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1.4.- PROPIEDADES ATÓMICAS Y SU VARIACION PERIODICA

Al aumentar el número atómico de los elementos a través de los periodos y grupos en la tabla periódica así como varía la configuración electrónica de cada elemento y va marcando las propiedades físicas y químicas de los elementos. De la misma forma se va manifestando la variación periódica de estas propiedades las cuáles están íntimamente ligadas con la estructura electrónica de cada átomo.

Si bien existe una variación periódica en dichas propiedades, existen al igual que en la configuración electrónica ciertas irregularidades que hacen que la variación no sea constante. La única propiedad que tiene una variación constante en forma lineal es el número atómico de ahí que se convirtió esta propiedad en la LEY PERIODICA.Por lo tanto existe una ley periódica y muchas propiedades periódicas atómicas de las cuáles estudiaremos las siguientes:

Radio Atómico.- Es la mitad de las distancias que existe entre los núcleos de dos átomos metálicos que se encuentran uno a la par del otro.El Radio Atómico es la mitad de la distancia que existe entre los núcleos de los átomos que conforman la molécula (en moléculas biatómicas).Es una medida del tamaño atómico. Este se reduce a medida que se avanza a través de un período de izquierda a derecha, y aumenta al descender en un mismo grupo. Esto se debe a que el núcleo aumenta su carga a lo largo de un período por lo que los electrones son más fuertemente atraídos por el núcleo. Al desplazarnos hacia abajo en un grupo aumenta el nivel de energía por lo que el radio atómico aumenta.

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R adio iónico .- Es el radio de un anión o de un catión. Es decir la distancia del núcleo hasta el electrón más alejado del ión La estructura y estabilidad de los compuestos iónicos depende del tamaño de los iones. Éste determina tanto la energía de red del sólido iónico, así como la forma en que los iones se empacan en el sólido. Además el tamaño iónico influye en las propiedades de los iones en disolución.

Si el ión formado es un catión, es decir quitamos electrones al átomo neutro, se reduce entonces la repulsión electrón-electrón; pero como la carga nuclear permanece constante la nube electrónica se contrae y el tamaño del catión es más pequeño del átomo que lo formó.

Si el ión formado es un anión es decir adicionamos electrones; su tamaño crece ya que la carga nuclear permanece constante pero aumenta el efecto de repulsión entre los electrones y esto tiene como efecto que aumenta el tamaño de la nube de electrones.

Iones isoelectrónicos.- se llaman así a iones que tienen la misma configuración electrónica. Por ejemplo Na+1, Mg+2, Al+3 todos tienen configuración 1s22s22p6. . Para este tipo de iones entre mayor sea la carga nuclear, el ión será menor. Por ejemplo el Mg es más pequeño que el sodio.Por lo tanto el tamaño de un ion depende de:

Su carga nuclear. Número de electrones. Orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior.

Los radios iónicos, en general, aumentan al descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo.

ENERGÍA DE IONIZACION.- Es la mínima cantidad de energía que se necesita para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y en su estadio fundamental Esta es una manera de medir que tan fuerte está unido un electrón al átomo. Cuanto mayor sea la energía de ionización resulta más difícil desprender al electrón del átomo. El electrón que sale primero, se dice que es el menos atraído por el núcleo del átomo. A esta energía se le llama primera energía de ionización.

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ENERGIA + X (g) X( g ) + electrón.Cuando se quita un electrón a un átomo neutro, disminuye la repulsión que existe entre los electrones. Como la carga nuclear permanece constante, es lógico que se va a necesitar mayor energía para arrancar un segundo electrón y mucha más al quitar un tercero. En consecuencia:

Primera Energía de Ionización< segunda energía de ionización < tercera energía de ionización

Los elementos con bajas energías de ionización (primera energía) pierden electrones fácilmente. Forman cationes. Estos generalmente son metales reactivos.Los elementos con altas energía de ionización (primera ionización). Tienden a ganar electrones para formar compuestos. Son no metales.

Energías de ionización (kJ / mol)

Elemento I1 I2 I3 I4

Na 496 4560

Mg 738 1450 7730

Al 577 1816 2744 11,600

Fuente: http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/per10.htm

Tendencias periódicas de la energía de ionización

Primera energía de ionización en función del número atómico

Al avanzar en un periodo, la energía de ionización aumenta al incrementar el número atómico.

Al bajar en una familia, la energía de ionización disminuye al incrementar el número atómico.

Comportamiento de la energía de ionización

ELECTRONEGATIVIDAD.- Es la capacidad que tiene un átomo de atraer hacia si los electrones en un enlace químico. Esta propiedad es útil para predecir la reactividad química de un átomo. Esta propiedad se ve influenciada por el número de protones en el núcleo y el número de niveles de energía ocupados.Una carga nuclear grande tiene como consecuencia una mayor atracción por los electrones de valencia.La electronegatividad aumenta al ir de izquierda a derecha en un mismo período en la tabla periódica.; y disminuye de arriba hacia abajo en un mismo grupo.

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Fuente: http://web.educastur.princast.es/ies/salinas/recursos/Equimico.htm

AFINIDAD ELECTRONICA.- Es el cambio de energía que experimenta un átomo en su estado gaseoso fundamental al aceptar un electrón, formando así un ión negativo.

X (g) + electrón X – (g)

Los valores positivos grandes de afinidad electrónica para un átomo de un elemento nos indican que tiene una gran tendencia a aceptar un electrón.También podemos decir que un valor grande positivo de afinidad electrónica significa que se forma un ión negativo muy estable.

Afinidad electrónica es la energía necesaria para quitarle un electrón a un anión en estado gaseoso. A- (g) + energía A(g) + electrón.

La afinidad electrónica al igual que la electronegatividad y la energía de ionización, aumenta a través de un período en la tabla periódica; y disminuye al descender en un grupo.

Fuente: http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/per10.htm

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Valores de la afinidad electrónica de los halógenos

Elemento Ion E (kJ / mol)F F- -328Cl Cl- -349Br Br- -325I I- -295

Fuente: http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/per10.htm

NUMERO DE OXIDACIÓN.- Es el número de cargas que tendría un átomo en una molécula si sus electrones fueran transferidos, tomando en cuenta la diferencia de electronegatividades que existe entre los átomos que conforman dicha molécula.

Es la cantidad de electrones que gana o pierde un átomo o un grupo de ellos durante una reacción químico formándose aniones y cationes., teniendo como resultado moléculas o compuestos químicos.

1.5 APLICACIONES E IMPACTO AMBIENTAL DE ALGUNOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

Las 32 entidades federativas de la República Mexicana cuentan con yacimientos mineros. A nivel nacional destaca la producción de 10 minerales (oro, plata, plomo, cobre, zinc, fierro, coque, azufre, barita y fluorita), seleccionados por su importancia económica y su contribución a la producción nacional.

Minerales metálicosÉstos tienen brillo propio y son buenos conductores de calor y electricidad. Los más comunes son: oro, plata, plomo, cobre, zinc y fierro.Los minerales metálicos en su estado natural, se encuentran mezclados entre sí, por ejemplo: el oro con cobre o el plomo y el zinc; para separarlos, se recurre a una serie de procedimientos mecánicos y químicos que permiten pasar del mineral al metal bruto y del metal bruto al metal afinado o puro.Metales preciosos

Oro . Es amarillo y suave; se utiliza en la elaboración de monedas (acuñación), joyería, decoración y orfebrería; se aplica, también, en la medicina y odontología, entre otros usos.

Plata . Es de color blanco; se emplea, principalmente, en la elaboración de monedas (acuñación), fotografía, en aparatos eléctricos y como reactivo químico, además de poseer la mayor conductividad térmica y eléctrica de todos los metales.

Metales industriales no ferrosos

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Plomo . Es gris azulado; se usa en la fabricación de tubos para cañerías, elaboración de acumuladores, pigmentos, soldadura y municiones. Debido a su resistencia a la corrosión, se emplea en la construcción y la industria química; también, como barrera protectora contra los rayos X, en aplicaciones de energía atómica y blindaje.

Cobre . Es de color rojizo; se utiliza, básicamente, en la fabricación de equipo eléctrico, utensilios domésticos, equipo de aire acondicionado, maquinaria agrícola y de transporte, así como en la producción de químicos y pigmentos.

Zinc . Es de color azulado y, en algunos casos, blanco; se emplea en galvanización de láminas y como insumo para la fabricación de cintas, tuberías, alambres, tornillos y partes de automóviles; también, se usa en las en las industrias de la construcción, química y farmacéutica, además de utilizarse en la producción de esmaltes, pinturas y cosméticos.

Metales siderúrgicos

Fierro . Es un metal que va del color gris al negro; se utiliza para la elaboración del cemento (en forma de óxido de fierro) y, principalmente, para la fabricación del acero.

Manganeso . Es de color gris claro, el cual forma aleaciones con el fierro, aluminio y antimonio; se utiliza, básicamente, para aumentar la resistencia del acero; también, se emplea en la fabricación de pilas secas, cristal, cloro y medicinas.

Bibliografía: Documento – México en la producción mundial de minerales metálicos y no metálicos

CAPITULO II

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ENLACE, ESTRUCTURA Y PROPIEDADES EN COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS.

2.1.- CONCEPTO Y CLASIFICACION DEL ENLACE QUÍMICO.

Todos los átomos a excepción de los gases nobles tienen incompleto su nùmero de electrones de valencia por lo que contienen energía que los hace inestables, es decir necesitan en cierta manera , compartir, donar , o aceptar electrones con otros átomos para que adquiera estabilidad y tener una configuración similar a la del gas noble mas próximo a ellos en la tabla periódica.. A esta forma de estabilizarse de los átomos ya sea compartiendo transfiriendo o aceptando electrones entre ellos se le llama enlace químico

ENLACE QUIMICO.- Es la fuerza de atracción que existe entre el núcleo (carga +) de un átomo y los electrones de valencia de otro átomo (carga -), los cuales se encuentran a una distancia que pueda darse la atracción electrostática dando como resultado la formación de compuestos quimicos.

De acuerdo a las propiedades de los elementos (electronegatividad, energía de ionización, afinidad electrónica) será el tipo de enlace que se efectúe entre los átomos

CLASIFICACION DEL ENLACE QUIMICOPor lo que los químicos han ideado una forma general de clasificar el enlace; tomando en cuenta que es un poco difícil marcar estrictamente la división exacta entre uno y otro tipo de enlace. Mas bien la experimentación con los compuestos es lo que nos lleva a comprobar realmente el tipo de enlace que presenta un compuesto; predominando en muchos casos un mayor porcentaje de uno de los tipos de enlace.

El ENLACE QUIMICO SE CLASIFICA EN SU FORMA MAS GENERAL EN: ENLACE IONICO ENLACE COVALENTE ENLACE METALICO

ENLACE IONICO: Es la fuerza de atracción electrostática que se da entre iones. Esta unión se da entre un metal y un no metal; debido a la transferencia de electrones del elemento metálico (se convierte en catión) al no metálico (se convierte en anión).

Para que se dé el enlace iónico es necesario que las diferencias en electronegatividad entre los átomos que participan en dicho enlace sea muy grande (mayor que 2.1 en la escala de Pauling).

ENLACE COVALENTE: Es la fuerza de atracción electrostática que se da por la compartición de electrones de la capa de valencia generalmente entre átomos no metálicos. La diferencia de electronegatividades de los átomos que comparten los electrones debe ser menor que 2.

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De acuerdo a la cantidad de pares de electrones que se compartan entre los átomos el enlace covalente lo podemos clasificar en:

Enlace Covalente Simple.- cuando entre los átomos que participan comparten un par de electrones, aportando cada uno de ellos un electrón en dicho enlace.

Enlace covalente Múltiple.- Cuando los átomos que participan en dicho enlace comparten entre sí dos ó más pares de electrones aportando cada uno de ellos la mitad de los electrones a compartir.

Enlace Covalente Coordinado.- Cuando uno de los átomos que participa en el enlace aporta el sólo el par de electrones para el enlace

De acuerdo a las electronegatividades de los átomos que comparten electrones podemos clasificar el enlace covalente,( independientemente de cuantos pares de electrones compartan entre sí)en: Enlace Covalente Polar y Enlace Covalente No Polar.

No Polar.- Cuando los átomos que participan en el enlace son de la misma naturaleza. Es decir sus electronegatividades son iguales, por lo que la fuerza de atracción electrón- núcleo, núcleo –electrón queda equilibrada.

Polar.- Cuando los átomos que forman el enlace son diferentes, es decir no tienen las mismas electronegatividades. Por tanto la fuerza de atracción electrón –núcleo, núcleo – electrón se encuentra desquilibrada; es decir la densidad electrónica esta desplazada hacia el átomo que tiene mayor electronegatividad. Originándose de esta forma dos extremos o polos en la molécula. Es decir la molécula se polarizó: existiendo en ella un extremo de carga parcialmente (+)

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positivo y el otro extremo parcialmente (-) negativo. Esto sin dejar los átomos de compartir los electrones.

Fuente: http://web.educastur.princast.es/ies/salinas/recursos/Equimico.htm

ENLACE METÀLICO: Es el enlace que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan muy cercana unos a otros, y debido a sus bajas electronegatividades los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales, teniendo la capacidad de moverse libremente como un río de cargas negativas entre los iones positivos así formados, existiendo entre ellos una fuerte atracción electrostática; formando redes tridimensionales adquiriendo la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas.

En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo).

El enlace metálico es característico de los elementos metálicos, es un enlace fuerte, primario que se forma entre elementos de la misma especie. Los átomos al estar tan cercanos uno de otro interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica, presentan brillo y son maleables

Elemento GrupoElectrones enla última capa

Cd II A 2 e-Al, Ga, B, In III A 3 e-Si, Ge IV A 4 e-P, As, Sb V A 5 e-Se, Te, (S) VI A 6 e-

2.2.- ESTRUCTURA DE LEWIS REGLA DEL OCTETO.

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En 1916 el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis propuso que las moléculas se forman al compartir pares de electrones externos de la última capa o nivel de valencia. También supuso que los electrones aún los que no están compartidos se encuentran en pares en el átomo.A los electrones en la última capa o electrones más externos, los llamó electrones de valencia (electrones que participan en las reacciones químicas formando nuevos compuestos).Los átomos tienden a compartir dichos electrones para estabilizarse formando compuestos, teniendo como máximo en la última capa ocho electrones semejándose en su estructura a la de los gases nobles, los cuales son inertes debido a su configuración electrónica completa con ocho electrones en su nivel de energía externo.

Lewis ideó una forma de representar los átomos de los elementos de una manera simplificada en donde quedaran de manifiesto el núcleo del átomo y todos los electrones. Para ello dividió al átomo en dos partes: KERNEL Y ELECTRONES DE VALENCIA.

KERNEL.- Palabra de origen alemán que significa corazón. El kernel del átomo lo constituye el núcleo y todos los electrones internos a excepción los del último nivel de energía. Para representar el kernel Lewis utilizó el símbolo del elemento correspondiente.

ELECTRONES DE VALENCIA.- Son los electrones más externos del último nivel de energía y son los responsables de la reactividad en el átomo. Para representarlos Lewis utilizó puntos colocados alrededor del símbolo del elemento.

Estos símbolos conocidos como símbolos de puntos de Lewis se utilizan para representar los enlaces químicos. Pudiendo sustituir un par de electrones compartidos por una rayita horizontal entre los átomos que los comparten.Así podemos representar los enlaces iónico y covalente por medio de Estructuras de Lewis.

Estructura de Lewis.- es la representación simplificada y muy sencilla de los enlaces iónicos y covalentes utilizando los símbolos de Lewis. En donde los pares de electrones compartidos se muestran como puntos apareados entre los dos átomos que participan en dicho enlace, colocando alrededor de cada átomo, también como puntos apareados, los electrones que no participan en el enlace. El par de electrones compartido puede ser también representado por una rayita horizontal trazada entre los dos átomos que forman el enlace. Dependiendo del número de pares de electrones compartidos se trazaran una, dos o tres rayitas.

REGLA DEL OCTETO. Esta regla fue ideada por Kossel y Lewis quienes en forma independientemente trabajaron sobre el enlace químico, y llegaron a la redacción de la misma que dice: TODOS LOS ATOMOS A EXCEPCION DEL HIDROGENO TIENDEN A TENER OCHO ELECTRONES EN SU ULTIMO NIVEL DE ENERGIA, YA SEA GANANDO, PERDIENDO O COMPARTIENDO ELECTRONES DE VALENCIA, FORMANDO COMPUESTOS Y ADQUIRIENDO ASI LA CONFIGURACION ESTABLE DE UN GAS NOBLE.2.3.- REQUISITOS PARA LA FORMACIÓN DEL ENLACE IÓNICO.

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ENLACE IONICO: Es la fuerza de atracción electrostática que se da entre iones. Esta unión se da entre un metal y un no metal; debido a la transferencia de electrones del elemento metálico (se convierte en catión) al no metálico (se convierte en anión).

2.3.1.- Requisito para la formación del enlace Iónico.

Este enlace se forma entre los átomo metálicos de los grupos I y II A (Metales Alcalino y Alcalinotérreos) con los elementos no metálicos de los grupos VI y VII (del grupo del oxígeno y halógenos).Esto se debe a que los metales de los grupos I y IIA son de muy baja electronegatividad y baja energía de ionización lo que les permite ceder sus electrones (convirtiéndose en cationes muy estables).Los átomos de los elementos del grupo VI y VII tienen valores de electronegatividad altos, alta energía de ionización y alta afinidad electrónica; por lo que atraen hacia si los electrones de valencia de los metales, transformándose Para que exista el enlace iónico es necesario una diferencia de electronegatividades entre los dos átomos mayor que 2.1 en la escala de Pauling.

2.3.2.- Estructura de la red cristalina.

La formación de un compuesto iónico no es tan sencilla como que un que un ión positivo o catión se mantiene unido a un ión negativo o anión. Lo fuerte atracción de iones positivos y iones negativos generan en realidad una red cristalina, en donde cada ión negativo está rodeado a su vez de un nùmero determinado de iones positivo.

Estructura Cristalina de un Compuesto Iónico: Es un ordenamiento muy organizado y regular de los iones que ocupan posiciones específicas. Dependiendo de la distribución de los iones las fuerzas de atracción son máximas entre dichos iones. Tendiendo como resultado una estabilidad muy grande en dicho compuesto.Una red cristalina está formada por una repetición de unidades estructurales que conforman esa red y se llaman celdas unitarias Estas celdas se repiten en el espacio tridimensional formando de esta manera una estructura reticular geométrica que es característica del sólido iónico.Una de las geometrías muy conocidas es la de la celda cúbica donde al construirla cada esfera representa generalmente un ión y se llama punto reticular. La geometría de una celda cúbica es sencilla, todos sus lados y ángulos son iguales.Existen tres tipos de celdas cúbicas: celda cúbica simple, celda cúbica centrada en el cuerpo y celda cúbica centrada en las caras.Número de Coordinación.- es el número de iones que se encuentran alrededor de otro ión en una red cristalina.

Ejemplo:Si consideramos el Cloruro de Sodio (Na+ Cl-), cuya red está formada por celdas unitarias cúbicas simples .En dicha red cada Ion sodio se encuentra rodeado de seis Iones Cloro y cada Ion Cloro se encuentra rodeado de seis Iones Sodio.

Los cristales iónicos presentan dos características importantes:

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están formados por partículas cargadas. (aniones y cationes )

Los aniones y cationes sus tamaños son diferentes.

La estabilidad total de un compuesto iónico está determinada por la interacción de todos los iones entre sí.Una manera de medir la estabilidad de un compuesto iónico es calculando la energía de red o energía reticular (medida de atracción que existe entre los iones) de ese sólido.

Energía de red Cristalina.- es la energía que se necesita para separar los iones de un compuesto iónico sólido a su estado gaseoso. Esta depende de los tamaños y de las cargas de los iones implicadosPor ejemplo al aumentar la carga del ión manteniendo, el tamaño constante se incrementa la energía reticular.Entre mayor será la energía de red, la fuerza de los enlaces iónico serán mas fuertes y como consecuencia el sólido será más duro y su punto de fusión será más alto.

2.3.3.- Ciclo de Born – Haber.

Toda formación de un compuesto iónico libera energía. Por lo general los ciclos de Born – Haber nos sirven para calcular las energías reticulares de los compuestos iónicos de una manera indirecta, suponiendo la formación del mismo en varias etapas. Generalmente se utiliza par medir la energía reticular que son difíciles de medir experimentalmente.

Este ciclo relaciona las energías reticulares de los compuestos iónicos con sus propiedades periódicas atómicas tales como afinidad electrónica, energía de ionización electronegatividad etc. Consiste en observar o analizar los cambios energéticos en la formación del compuesto iónicoEste método fue desarrollado basándose en la ley de Hess Por el físico alemán Max –Born y Firtz Haber.Aplicaremos el Ciclo de Born – Haber para calcular la energía reticular en la formación del Cloruro de Sodio (Na+ C l -).Para la formación del cloruro de sodio sólido esta se realiza a partir de sodio metálico y cloro gaseoso.Desglosaremos los cinco pasos necesarios para su formación.

Primer Paso: El sodio metálico es transformado en vapor:

Na (s) Na (g) k j

Cuando cambiamos un sólido a gas se lleva a cabo un proceso endotérmico (suministramos energía) Segundo Paso: Se necesita romper moléculas de cloro para obtener átomos de cloro.

Cl – Cl (g) 2Cl (g) kj

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Proceso endotérmico: se suministra energía para romper el enlace.

Tercer paso: El sodio en estado de vapor se ioniza:

Na (g) Na+1 (g) + e (g)kj

Energía de ionización del sodio. Proceso endotérmico.

Cuarto paso: Se adiciona un electrón al cloro en estado gaseoso.

Cl (g) + e (g) Cl -1 (g) kjProceso exotérmico: se desprende energía.

Quinto paso: Se da la combinación de los iones de sodio con los de cloro en estado gaseoso para obtener el cloruro de sodio sólido.

Na+1 (g) + Cl -1 (g) Na+ C l – ( s) kj

Se suman los cambios de entalpía de las cinco ecuaciones y esto nos da como resultado un proceso exotérmico. kj.

La mayor parte de la energía liberada se obtiene en el quinto paso. Y podemos concluir que en la formación del cloruro de Sodio sólido hay liberación de energía.

Fuente: http://web.educastur.princast.es/ies/salinas/recursos/Equimico.htm

2.3.4.- Propiedades del Enlace Iónico

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Las propiedades que presentan este tipo de compuestos se debe a la fuertes fuerzas de atracción electrostática que mantienen unidos a los iones entre si, formando una red cristalina.

Los cristales iónicos son sólidos, rígidos y quebradizos a temperatura ambiente Tienen punto de fusión y de ebullición elevados. Generalmente son solubles en agua. Conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa (ya que se ionizan y son

Electrolitos fuertes). También cuando se funden conducen la corriente eléctrica.

2.4.- TEORIAS PARA EXPLICAR EL ENLACE COVALENTE.

Hemos estudiado qué es un enlace covalente, pero este mismo enlace lo podemos enfocar desde diferentes puntos de vista, de acuerdo a lo que queramos analizar en él; para ello vamos a analizar las diferentes teorías para el estudio más específico dicho enlace.

2.4.1.- Modelo del Par de Electrones Compartidos de Lewis.

Para representar el enlace covalente se utilizan los símbolos de puntos de Lewis. Los átomos comparten electrones de la capa de valencia para cumplir con la regla del octeto y de esta forma estabilizarse, formando moléculas. Dependiendo de los electrones que compartan se pueden formar uno, dos ó tres enlaces covalentes.La representación del enlace covalente utilizando los símbolo de Lewis se efectúa de la siguiente forma: los pares de electrones compartidos se muestran como puntos apareados entre los dos átomos que participan en dicho enlace.,colocando alrededor de cada átomo, también como puntos apareados, los electrones que no participan en el enlace, los cuáles se les llama pares electrones libres . El par de electrones compartido puede ser también representado por una rayita horizontal trazada entre los dos átomos que forman el enlace. Dependiendo del número de pares de electrones compartidos se trazaran una, dos o tres rayitas.

Reglas Básicas para representar compuestos en Estructura de Lewis

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1. Se ordenan los átomos colocando como átomo central el átomo no metálico con menor número de átomos en la fórmula. Va al centro el átomo generalmente el átomo menos electronegativo. El fluor y el hidrógeno ocupan posiciones terminales o en los extremos de la fórmula.

2. Se cuenta el número total de electrones de valencia de los átomos presentes en la fórmula. Si fuera el caso de un anión poli atómico se suma el número de cargas negativas al total de electrones. En caso de que se tratara de un catión poli atómico se restan el total de las cargas a la suma de los electrones de valencia.

3. Se colocan pares de electrones o enlaces sencillos entre los átomos que forman el compuesto. Se ordena el resto de los electrones alrededor de los átomos en pares, (pares libres) de manera que cada átomo tenga a su alrededor ocho electrones a excepción del hidrógeno el cuál siempre tendrá como máximo dos electrones. Los electrones que deben quedar colocados es la suma total que rea realizó en el inciso 2.

4. Si al distribuir los electrones alrededor de los átomos no se obtiene el octeto completo, se tratan de colocar dobles o triples enlaces.

2.4.2 Teoría de la repulsión de los pares de electrones en la capa de valencia

LA GEOMETRÍA MOLECULAR es la forma que adopta en el espacio los átomos de una molécula en forma tridimensional, obteniendo así una forma geométrica específica.

a) Es la organización tridimensional de los átomos en las moléculas.

Dicha geometría afecta las propiedades físicas y químicas de los compuestos que están formados por esas moléculas; como son: punto de ebullición, punto de fusión, densidad y su reactividad química.La geometría de una molécula la podemos determinar midiendo experimentalmente sus longitudes de enlaces y ángulos de enlace (difracción de rayos X).

Existe un método sencillo y práctico con el cuál podemos conocer la geometría molecular; para lo cual se necesita: conocer el número de electrones de valencia que se encuentran alrededor del átomo central de la molécula a analizar.El fundamento de este método radica en que los pares de electrones de la capa de valencia se repelen entre sí.

En una molécula poliatómica con enlaces covalente sabemos que existen varios pares enlazantes (los que mantienen unidos a dos átomos entre si); alrededor del átomo central. Entre cada par enlazante existe una fuerza de atracción electrón – núcleo, núcleo - electrón; pero entre los diferentes pares enlazantes por ser partículas del mismo tipo de carga existe una fuerza de repulsión; lo que obliga a dichos pares a alejarse uno del otro hasta una distancia en donde el efecto de repulsión que experimenten sea el mínimo. Como resultado de la repulsión de los electrones de valencia, los átomos se sitúan a una distancia determinada uno del otro donde el efecto de repulsión que experimenten sea mínimo, quedando determinada la geometría de la molécula por la posición de los mismos. La geometría de la molécula esta definida por la posición de todos los átomos.

Este modelo para estudiar la geometría de las moléculas se conoce como MODELO DE REPULSION DE LOS PARES ELECTRONICOS DEL NIVEL DE

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VALENCIA (RPENV ó RPECV): nos explica porque los pares de electrones que se encuentran alrededor del átomo central adquieren determinada distribución geométrica en base al efecto de las repulsiones electrostáticas que experimentan entre dichos pares.

Para predecir la geometría de moléculas según RPENV es necesario dividir las moléculas en dos categorías, de acuerdo con la presencia o ausencia de pares de electrones libres en el átomo central:

a) Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres. Estas moléculas consideraremos que tienen la fórmula general ABX donde A es el átomo central; B son los átomos que rodean al átomo central y x es el número que indica cuántos átomos rodean al átomo central.

b) Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares libres.- En tales moléculas hay tres tipos de fuerzas de repulsión:

Fuerza de repulsión entre par enlazante vs. par enlazante. Fuerza de repulsión entre par enlazante vs. Par libre. Fuerza de repulsión entre par libre vs. Par libre.

La fórmula general de estas moléculas será: ABXEY. Donde A es el átomo central B es un átomo de los alrededores E indica un par de electrones libres en A y los subíndices x y es un número entero que indica el número de veces que existe B y E.

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GEOMETRÌA DE MOLÈCULAS EN LAS QUE EL ÀTOMO CENTRAL NO TIENE PARES LIBRES

Fuente: http://www.uc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/3C/3C3/index.htm

Moléculas sin pares libres:

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MoléculaEstructura de  Lewis

Pares electrónicos

Geometría molecular

BeCl2 2

Lineal

BF3 3

triangular plana

 CH4

 

4 

Tetraédrica

 PCl5

 

5 

bipirámide trigonal

 

 SF6

 

6

octaédrica

 

Fuente: http://web.educastur.princast.es/ies/salinas/recursos/Equimico.htm

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Fuente: http://secure.cnchost.com/laserprofessor.com/pimages/Bonding2.jpg

Moléculas en las que hay pares libres alrededor del átomo central.Tres pares electrónicosGeometría basada en un triángulo

MoléculaEstructura de  Lewis

Pares enlace

Pares solitarios

Geometría molecular

 SnCl2 2 1

angular

Cuatro pares electrónicosGeometría basada en un tetraedro

MoléculaEstructura de  Lewis

Pares< enlace

Pares solitarios

Geometría molecular

 NH3 3 1

pirámide trigonal

 H2O 

2  2

angular

Cinco pares electrónicosGeometría basada en bi-pirámide trigonal

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MoléculaEstructura de Lewis

Pares enlace

Pares solitarios

Geometríamolecular

SF4 4 1

tetraedro deformado o balancín

Seis pares electrónicosGeometría basada en un octaedro

MoléculaEstructura de Lewis

Pares enlace

Pares solitarios

Geometríamolecular

 BrF5 5 1

pirámide cuadrada

 XeF4 4  2

plano-cuadrada

Fuente: http://web.educastur.princast.es/ies/salinas/recursos/Equimico.htm

2.4.3.-Teoría del Enlace Valencia: Hibridación de Orbitales (formación, representación y características de los orbitales híbridos).

TEORÍA DEL ENLACE VALENCIA.- Es una de las teorías de la mecánica cuántica que nos ayuda a entender el enlace covalente desde la siguiente óptica:

Los electrones en una molécula están situados en orbitales atómicos de los átomos que participan en el enlace, formándose este por el traslape de los orbitales atómicos individuales. Lo importante de ello es que considera al átomo en forma individual formando parte de la molécula.Esta teoría nos ayuda a comprender por qué las energías de enlace y las longitudes de enlace son diferentes para dos compuestos cuyas moléculas tienen el mismo tipo de enlace covalente.Analicemos dos moléculas con enlace simple covalente: el H-H y HF. Las dos moléculas desde la Estructura de Lewis comparten entre los dos átomos un par de electrones formando un enlace simple covalente. Desde el enfoque de la teoría enlace valencia puedo observar algunas diferencias entre ellas.En la formación de la molécula de hidrógeno Los dos átomos al tener un acercamiento en donde la energía potencial entre ellos alcanza un valor mínimo, se vuelve negativa (máxima atracción electrón –núcleo, núcleo electrón).Cuando se llega a este punto se

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da el máximo traslape de los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno y decimos que se ha formado la molécula de hidrógeno por el traslape de dos orbitales atómicos 1s de dos átomos de hidrógeno. Con el debido desprendimiento de Energía en forma de calor.

En la formación de la molécula de HF: Cuando el átomo de hidrógeno llegue a tener un acercamiento con el átomo de Fluor en donde la energía potencial sea mínima de manera que se de el máximo traslape entre los orbitales 1s del hidrógeno y 2p del Fluor, podemos decir que el sistema se ha estabilizado y que se ha formado la molécula de Fluoruro de Hidrógeno. Pero la distancia entre los átomos a la cual se dio el traslape de los orbitales es distinta a la que se efectuó la de los átomos de hidrógeno ya que se traslapan un orbital 1s y uno 2p, hay un mayor radio covalente.; varía el tamaños de los átomos que participan en el enlace. Por lo tanto la energía liberada y la longitud de enlace también va a ser diferente.Concluyendo la Teoría Enlace Valencia explica cualitativamente, la estabilidad de los enlaces covalentes en términos del traslape de orbitales atómicos.

Hibridación de Orbitales.-La Teoría Enlace Valencia por medio del concepto de hibridación nos explica cómo se superponen orbitales atómicos de un mismo átomo, a fin de obtener los orbitales atómicos necesarios para la formación de los enlaces covalentes en una molécula determinada, y así justificar su geometría experimentalmente observad.

HIBRIDACIÓN

a) Es la mezcla de orbitales atómicos (comúnmente de un átomo central) para generar un conjunto de orbitales nuevos, llamados orbitales Híbridos

b) Es un procedimiento matemático mediante el cual los orbitales atómicos puros se combinan unos con otros para formar orbitales atómicos híbridos.

La hibridación no hace aumentar o disminuir el número de orbitales simplemente cambia su carácterPara que se lleve a cabo la hibridación es necesario tomar en cuenta los siguientes Pasos:

1. Se Hibridan orbitales no electrones.2. Los orbitales que se hibridan son los de un mismo átomo.3. La distribución de los orbitales en el espacio es de manera que el efecto de

repulsión sea mínimo.4. El número de orbitales híbridos formados es igual al número de orbitales

atómicos puros que participan.5. Se hibridan orbitales cuyas energías son similares.

Hibridación sp3

Estado basal del átomo de carbono

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Estado Excitado:

Estado Hibridado: Molécula CH4

Fuente: http://www.cem.msu.edu/~reusch/VirtTxtJml/intro3.htm

Características de la hibridación sp3

Geometría Tetraédrica.Forman ángulos de l09.5°Se forman cuatro orbitales Híbridos sp3Loa orbitales híbridos tienen un 25% de carácter “s” y 75% de “P”

Hibridación sp2.

5B

53

B Estado basal

___ ___ ___ ___ ___ Trifloruro de Boro 1s 2s 2px 2py 2pz

Estado excitado

___ ___ ___ ___ ___ 1s 2s 2px 2py 2pz

3 orbitales híbridos sp2

Estado hibridado

___ ___ ___ ___ 1s sp2 sp2 sp2

Características de la hibridación sp2:

Geometría trigonal plana.Ángulos de 120ªSe forman tres orbitales híbridos sp2

Los orbitales híbridos formados tienen 33% de carácter “s” y 67% de carácter “p”.

Hibridación sp

Be Estado basal

___ ___ 1s 2s

Estado excitado

___ ___ ___ ___ ___ 1s 2s 2px 2py 2pz Be 2orbitales híbridos sp

Estado hibridado

___ ___ ___ 1s sp sp

Característica de la Hibridación sp

Geometría Lineal.Ángulos de 180°.

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Se forman dos orbitales híbridos sp.Los orbitales híbridos formados presentan un 50% de carácter “s “ y 50% de carácter “p”

Hibridación sp3d

Molécula PBr5

15P Estado basal

___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz

Estado excitado

___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 3dxy

5orbitales híbridos sp3dEstado hibridado

___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ 1s 2s 2px 2py 2pz sp3d sp3d sp3d sp3d sp3d

Características de la hibridación de los orbitales sp3d:

Geometría piramidal trigonal.Ángulos de 90 ° y 120°Se forman cinco orbitales híbridos sp3d. Los orbitales híbridos formados presentan 20% de “s” 60% de “p” y 20% de “d”

Hibridación sp3d2

Molécula SF6

16SEstado basal

___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz

Estado excitado

___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 3dxy 3dxz

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6 orbitales híbridos sp3d2

Características de la Hibridación sp3d2:

Geometría Octaédrica.Ángulos de 90°.Se forman 6 orbitales híbridos sp3d2.Los orbitales atómicos híbridos formados presenta un 1/6 de carácter “s” 3/6 de carácter “p” y 2/6 de carácter d.

2.4.3.- Teoría del Orbital Molecular.

Esta teoría al igual que la de Enlace – Valencia surgen de la Mecánico Cuántica. Esta teoría sirve para explicar el magnetismo de las moléculas con enlaces covalentes y otras propiedades que no son posibles explicar desde la Teoría Enlace –Valencia.

La teoría del orbital molecular explica el enlace covalente desde la óptica de que los electrones que participan en dicho enlace se encuentran interaccionando en un orbital que se considera como parte de la molécula, a lo que llama Orbital Molecular. Siendo este concepto lo más adecuado. Explica al menos cualitativamente la estabilidad de los enlaces covalentes en base al traslape de orbitales atómicos.

Orbital Molecular: Es el que resulta o se forma por el traslape de orbitales atómicos de los átomos que se unen y se considera que forma parte de la molécula entera..

Podemos así marcar la diferencia entre un orbital atómico y un orbital molecular. El orbital atómico está relacionado con un átomo en forma individual y el orbital molecular forma parte de la molécula como un todo.

De acuerdo a esta teoría, el traslape de orbitales atómicos conduce a la formación de cuatro tipos de orbitales moleculares: orbital molecular sigma (de enlace; orbital

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Energía

molecular sigma de antienlace (orbital molecular pi () de enlace y orbital molecular (*) de antienlace.

Cuando se forman los orbitales moleculares de enlace la presencia de electrones entre los núcleos de los átomos que se es abundante; es decir la densidad electrónica es la máxima. La presencia de electrones en un orbital molecular de enlace, conduce a la formación de un enlace covalente estable.

Lo contrario sucede en los orbitales moleculares de antienlace la densidad electrónica entre los núcleos de los que átomos es casi nula hasta llegar a cero. Lo que significa que habrá entre los núcleos un efecto de repulsión debido a la ausencia de cargas negativas entre ellos, lo que da como resultado que no haya formación de un enlace covalente estable.

Si analizamos y consideramos al electrón como una onda, este al desplazarse lo hará con las características de una onda. Si los dos electrones que se encuentran en el orbital molecular interactuando sus longitudes de onda son del mismo tipo, se sumaran y darán como resultado una onda con una amplitud mayor. (Amplitud de la onda indica presencia de electrones) .La interferencia entre las ondas ha sido constructiva. Si las ondas son de diferente tipo la interferencia entre ellas será destructiva. (Ondas contrarias se anulan). Como consecuencia no hay amplitud de onda lo que indica cero presencia de electrones entre los núcleos.

Energía de Orbitales Moleculares de Enlace y Antienlace.- Los orbitales moleculares de enlace son de menor energía que los orbitales atómicos que los formaron. Los orbitales moleculares de antienlace estos poseen mayor energía que los orbitales atómicos que los originaron.

Molécula 1s

Átomo Átomo 1s 1s

1s 2p Átomo Átomo 2p 2p

2p

Orbital molecular sigma (de enlace o antienlace).- Este se forma por el traslape frontal o por los extremos de dos orbitales atómicos (s+s , s+p, px + px, o también

Energía

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pueden participar los orbitales atómicos híbridos). Son simétricos respecto a un eje ínter nuclear. La densidad electrónica es concéntrica en torno a dicho eje.

Fuente: http://www.mpcfaculty.net/mark_bishop/molecular_orbital_theory.htm

Orbital Molecular pi ( ) (de enlace o antienlace) .- Este se forma por el traslape lateral de dos orbitales atómicos puros p ( py + py ó pz + pz). Si trazamos una línea

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horizontal en torno al núcleo; la densidad electrónica se encuentra por arriba y por debajo de esa línea.. Formando ambas partes un solo enlace pi.

Fuente: http://www.mpcfaculty.net/mark_bishop/molecular_orbital_theory.htm

2.4.5.- Características del enlace covalente

Longitud de Enlace.- Es la distancia que existe entre los núcleos de los átomos que se unen. Por lo tanto las longitudes de enlace varían de acuerdo al tamaño de los átomos que participan el enlace así como del tipo de orbitales que se traslapan.

Un enlace simple siempre va a ser de mayor longitud que uno doble; y el doble de mayor longitud que uno triple. Por lo que los enlaces dobles y triples son menos estables; es decir más reactivos que los enlaces simples. Esto se debe a que el traslape de los orbitales en los enlaces dobles y triples están más forzados (más tensionados) y facilita su ruptura en una reacción química.

Por ejemplo: Los compuestos de Carbono como son el metano, etileno y acetileno si los hacemos reaccionar con permanganato de potasio o con agua de Bromo; el etileno y el acetileno van a reaccionar con dichos reactivos decolorándolos. En cambio al reaccionar con el metano no ocurre ninguna reacción.

Enlaces Distancia C Energía Kj/mol

C – C 1'54 347

C = C 1'34 598

C ≡ C 1'20 811

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Fuente: http://www.textoscientificos.com/quimica/organica/ hibridacion-carbono

Polaridad de enlace.- Basándose en las electronegatividades de los átomos que comparten electrones podemos clasificar el enlace covalente, independientemente de cuantos pares de electrones se compartan entre s, en Enlace Covalente Polar y Enlace Covalente No Polar.

Enlace Covalente No Polar.- Cuando los átomos que participan en el enlace son de la misma naturaleza. Es decir sus electronegatividades son iguales, por lo que la fuerza de atracción electrón- núcleo, núcleo –electrón quedan equilibrada

Fuente: http://www.uhu.es/quimiorg/covalente4.html

Enlace Covalente Polar.- Cuando los átomos que forman el enlace son diferentes, es decir no tienen las mismas electronegatividades. Por tanto la fuerza de atracción electrón – núcleo, núcleo – electrón se encuentra desquilibrada; es decir la densidad electrónica esta desplazada hacia el átomo que tiene mayor electronegatividad. Originándose de esta forma dos extremos o polos en dicho enlace. Es decir el enlace se polarizó: existiendo un extremo de carga parcialmente (+) positivo y el otro extremo parcialmente (-) negativo. Esto sin dejar los átomos de compartir los electrones.

Fuente: http://www.maph49.galeon.com/biomol1/polarity.html

Energía de Enlace.- Cuando se unen dos átomos para formar una molécula diatómica en estado gaseoso, hay una liberación de energía, debido a la estabilización de los

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átomos. Ahora bien si separáramos, esos mismo átomos, necesitaríamos suministrar al enlace la misma cantidad de energía que se liberó al formarse dicho enlace.

Es la cantidad de energía que se consume o se libera cuando se rompe o se forma un enlace en moléculas gaseosas y es específica para ese enlace. La energía de enlace para moléculas en estado sólido y líquido varía debido a la interferencia de las moléculas vecinas.

Reacción endotérmica: Es aquella que durante el proceso se suministra energía. Se representa por un

Ejemplo: Cl – Cl Cl .+ Cl

. Kcal / mol.

Reacción Exotérmica: Es aquella que durante el proceso se libera energía. Se presenta con un

Cl .+ Cl

. Cl2 Kcal / mol.

En el caso de moléculas poli atómicas la energía requerida para romper el primer enlace no es la misma cantidad que la requerida para romper el segundo o los siguientes debido a la variación en el ambiente químico.Ejemplo: analicemos la ruptura de los enlaces C-H en la molécula de metano.

CH4 CH3

. + H

kcal/ mol

CH3

. CH2

. + H

.kcal /mol.

CH2

. CH

.+ H . kcal /mol.

CH C .+ H

. H° = 81kcal /mol

Por lo tanto para moléculas poli atómicas sólo podemos hablar de una energía de enlace promedio de un enlace determinado. Así medir de la energía de enlace del enlace C-H necesitamos medir la energía de enlace (C-H) en 10 moléculas diferentes y dividir .Sumarlas y dividir dicha suma obteniendo la energía de enlace promedio del enlace (C-H). Con respecto a la ruptura de dobles y triples enlaces se necesita más energía para romper un doble enlace que uno simple; y aún más energía para romper uno triple que uno doble. Ya que hay más fuerza de enlace en un enlace triple que en uno doble y que en uno simple.2.5.- TEORÍAS PARA EXPLICAR EL ENLACE METÁLICO.

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2.5.1.- Teoría del mar de electrones deslocalizados.

Fuente: http://web.educastur.princast.es/ies/salinas/recursos/Equimico.htm

ENLACE METÀLICO.- El enlace metálico es característico de los elementos metálicos, es un enlace fuerte, primario que se forma entre elementos de la misma especieEstos átomos se agrupan muy cercanos unos de otros, y debido a sus bajas electronegatividades los electrones de valencia son extraídos de la capa de valencia, teniendo la capacidad de moverse libremente como un río de cargas negativas entre los iones positivos así formados, existiendo entre ellos una fuerte atracción electrostática; formando redes tridimensionales adquiriendo la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas (cristal).La gran fuerza de cohesión debida al movimiento deslocalizado de los electrones entre los cationes le confiere resistencia a los metales.

2.5.2.- Teoría de Bandas.

Está basada en la teoría del orbital molecular y explica las propiedades de los metales o de los sólidos como son la conducción del calor y electricidad. Los átomos al estar tan cercanos uno de otro interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres dimensiones, (formando cristales) por lo que quedan rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica.Cuando hablamos de la formación de una molécula de sodio de acuerdo a la teoría del orbital molecular se formarán dos orbitales moleculares por el traslape de orbitales 3s que se encuentran semilleno: Uno de enlace y otro de antienlace. Existiendo entre ellos una gran diferencia de energía. A esta diferencia de energía entre un orbital enlazante y un no enlazante se le llama hueco de energía.Ahora bien si hacemos interaccionar 10 átomos de sodio, se formarán cinco orbitales moleculares de enlace y cinco de antienlace. Esto hace que los huecos de energía entre los niveles sean casi nulos.En un pequeño trozo de metal existe un número muy grande de átomos (magnesio l020

Sodio 1016). Por lo que si hacen interaccionar todos esos átomos, la formación de orbitales moleculares es tal que sus niveles de energía están tan próximos entre sí que dan la apariencia de continuo (formando una banda).No existen huecos de energía

Banda .-Es la que resulta de la proximidad de un grupo de niveles de energía, debido a la formación de orbitales moleculares muy abundantes..

Banda de Valencia.-es la banda formada por niveles energía de orbitales moleculares llenos o semillenos. (Principio de Exclusión de Pauli).

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Banda de valencia

Banda de conducción

Banda de valencia

Espacio energético

Banda de conducción

Banda de conducción

Banda de valencia

Espacio energético

Un elemento con una banda de valencia parcialmente llena el electrón colocado en un nivel incompleto puede moverse entre los niveles de la misma banda de un nivel inferior a uno superior con una mínima cantidad de energía (bajo la influencia de un campo eléctrico o calor) debido a la proximidad de los niveles.

Banda de Conducción.- Es la formada por un conjunto de niveles de energía próximos que se encuentran vacíos, debido a la formación de orbitales moleculares vacíos.

2.5.3.- Clasificación de los sólidos en base a su conductividad eléctrica: aislante, conductor, semiconductor.

Dependiendo de la proximidad que exista entre la banda de valencia y la banda de conducción, los elementos los podemos clasificar en.: Conductores Aislantes y Semiconductores.

Conductor : todos los metales son conductores de la electricidad ya que la banda de valencia y la de conducción están continuas; lo que permite que los electrones fluyan de la banda de valencia a la banda de conducción con una mínima cantidad de energía.,moviéndose libremente por todo el metal.

Aislante. Es una sustancia que no conduce la corriente eléctrica debido a que existe un espacio energético difícil de saltar por un electrón. Como se carece de la energía necesaria para que el electrón pase a la banda de conducción; el electrón carece de movimiento por lo tanto no conduce la corriente eléctrica.

Semiconductor.- es una sustancia que puede actuar como conductor o aislante. El espacio energético entre la banda de valencia y la banda de conducción es menor que el que existe en los aislantes. Si se quiere que funcione como conductor se necesita suministrar la energía necesaria para que los electrones puedan desplazarse de la banda de valencia a la de conducción.También pueden conducir la corriente eléctrica si se combina con pequeñas cantidades de otros elementos (proceso que se llama dopado).

2.5.4.- Importancia y Aplicaciones de los Semiconductores y Aleaciones

Energía

Energía

Energía

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Un semiconductor es una sustancia que se comporta como conductor o como aislante dependiendo del campo eléctrico en el que se encuentre. Los elementos químicos semiconductores de la tabla periódica se indican en la tabla siguiente.

Elemento Grupo Electrones enla última capa

Cd II A 2 e-

Al, Ga, B, In III A 3 e-

Si, Ge IV A 4 e-

P, As, Sb V A 5 e-

Se, Te, (S) VI A 6 e-

El elemento semiconductor más usado es el silicio, aunque idéntico comportamiento presentan las combinaciones de elementos de los grupos II y III con los de los grupos VI y V respectivamente (As Ga, P In, As Ga Al, Te Cd, Se Cd y SCd). De un tiempo a esta parte se ha comenzado a emplear también el azufre. La característica común a todos ellos es que son tetravalentes, teniendo el silicio una configuración electrónica s²p².

A partir de la década de 1950, los dispositivos semiconductores -conocidos también como dispositivos de estado sólido- remplazaron los tubos electrónicos de la industria tradicional. Por la enorme reducción de tamaño, consumo de energía y costo, acompañada de una mucho mayor durabilidad y confiabilidad, los dispositivos semiconductores significaron un cambio revolucionario en las telecomunicaciones, la computación, el almacenamiento de información, etc. Desde el punto de vista de su forma de operación, el dispositivo semiconductor más simple y fundamental es el diodo; todos los demás dispositivos pueden entenderse en base a su funcionamiento

Los diodos tienen múltiples aplicaciones. La más evidente, es la conversión de la corriente alterna en continua, proceso que se llama rectificación. Otras aplicaciones de interés son las células solares, que convierten la energía luminosa en energía eléctrica, y los diodosemisores de luz (LEDs) que se utilizan corrientemente en las pantallas de relojes digitales y calculadoras. Naturalmente, nuestra exposición no podría estar completa sin mencionar al dispositivo de estado sólido más relevante desde el punto de vista tecnológico; el transistor. Dicho en términos simples, el transistor es un dispositivo utilizado para producir una señal de salida en respuesta a una señal de entrada. Una de las formas más simples que puede adoptar un transistor se consigue uniendo tres piezas de material semiconductor. Estos materiales pueden ser tanto npn como pnp. Ambos tipos conforman lo que se denomina un transistor de unión bipolar, que consiste esencialmente de tres regiones distintas llamadas emisor, base y colector. Entre las aplicaciones del transistor bipolar podemos mencionar su uso como amplificador de corriente.

Las aplicaciones prácticas de los semiconductores son innumerables. Para hacer justicia al vasto y complejo campo científico y tecnológico inaugurado por los

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dispositivos de estado sólido sería necesario disponer de varios volúmenes de material escrito. Por lo tanto, estas páginas apenas si aspiran a haber presentado un simple esbozo; a lo más una introducción a los semiconductores y sus aplicaciones.

2.5.4.1.- Importancia y Aplicación de las Aleaciones.

Una aleación es un material que contiene más de un elemento y que tiene las propiedades características de los metales. La aleación de dos metales es de gran importancia, ya que con ello se logra modificar las propiedades de los elementos metálicos puros, para poder así ser utilizados en los diferentes tipos de industria, medicina, joyería y en el gran desarrollo tecnológico moderno incluyendo la electrónica.

Por ejemplo en joyería el oro puro de 24kilates resulta muy suave para usarlo en joyería; mientras que las aleaciones de oro y cobre son muy duras. La mejor aleación del oro para joyería es la de 14kilates, lo que significa que contiene el 58% de oro puro. La aleación puede ser blanca ò amarilla dependiendo de los elementos que se le agreguen.Con respecto a las aleaciones del hierro una de las más importantes es el acero inoxidable el cuál contiene 0.4% de carbono, 18% de cromo y 1% de níquel.

Existen diferentes tipos de acero dependiendo de los porcentajes en que se encuentren combinados los metales y el uso al cual van a ser destinados. Por ejemplo los aceros dúctiles ó blandos contienen menos del 0.2% de carbono son dúctiles son dúctiles y maleables y se utilizan en la fabricación de cables, clavos y cadenas. Los aceros medios contienen del 0.2 al 0.6% de carbono y son más duros, que los aceros blandos y se utilizan en la fabricación de vigas y rieles.Los aceros de alta calidad contienen del 0.6% al 1.5% de carbono y se pueden emplear en la fabricación de cuchillería, herramientas y resortes. A todos estos tipos de aleaciones se puede agregar elementos adicionales formando aleaciones de acero. Se pueden agregar por ejemplo vanadio y cromo para darle mayor fuerza y resistencia al desgaste, así como resistencia a la corrosión.Otro tipo de aleaciones son las amalgamas dentales que contienen un 70% de plata, 18% de Estaño 10% de cobre y 2% de mercurio.La alta eficiencia de los aviones se debe a que están fabricados con una amplia gamma de aleaciones de materiales, los cuales contienen con una baja cantidad de hierro, el material tradicional estructural. El compuesto Ni3 Al es el principal componente de los motores del jet y se le escogió por su resistencia y bajo peso.

El recubrimiento de las hojas de rasurar es una aleación de Cromo y Platino (Cr3Pt ).Otro tipo de aleaciones se utilizan como magnetos permanentes que tienen muchas e importantes aplicaciones Uno de los compuestos más importantes con propiedades magnéticas poco comunes es el Co5 Sm. Los ligeros audífonos que se utilizan junto con los sistemas estereofónicos portátiles utilizan magnetos permanentes de C05Sm.Es innumerable el uso de las aleaciones en nuestra sociedad moderna de ahí su trascendental importancia.

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Algunas Aleaciones Comunes

Elemento primario

Nombre de la aleación

Composición en peso

Propiedades Usos

Bismuto Metal de leña 50% Bi, 25% Pb,2.5% Sn, 12.5% Cd.

Bajo punto de fusión (70º C)

Fusibles, resortes automáticos.

Cobre Latón 67% Cu, 33% Zn. Dúctil, se pule con cera.

Artículos de ferretería.

Fierro Acero inoxidable. 80.6 Fe, 0.4% C, 18% Cr, 1% Ni.

Resiste la corrosión

Objetos de mesa.

Plomo Soldadura de plomo.

67% Pb, 33%Sn. Bajo punto de fusión.(275º C)

Soldadura

Plata Plata Sterling

Amalgama dental

92.5% Ag, 7.5% Cu

70%Ag, 18%Sn, 10%Cu, 2%Hg

Superficie brillante

Fácil de trabajar.

Objetos de mesa.

Vaciados dentales.

Estaño Peltre 85%Sn, 6.8%Cu, 6%Bi, 1.7%Sb.

Utensilios

2.6.- ENLACE EN COMPUESTOS DE COORDINACIÓN

Los compuestos de coordinación están formados iones complejos. Estos iones complejos se forman cuando un ión metálico actúa como ácidos de Lewis (aceptores de electrones) y se rodean de moléculas neutras o aniones (que actúan como bases de Lewis); quedando unidas al metal.Las moléculas o iones que rodean a un ión metálico se llaman ligantes (del latín ligare que significa enlazar).Los ligantes generalmente son aniones ó moléculas neutras que tienen al menos un par de electrones libres. H

Ejemplo :N – H : Ö – H ; : Cl : -

H H

Al aumentar la carga positiva del catión metálico y disminuir su tamaño es mayor su capacidad para formar iones complejos. Los iones metálicos de los elementos de transición, con carga de +2 y +3 generalmente forman iones complejos.

El enlace entre el metal y el ligante es el resultado del compartimiento de pares electrónicos que pertenecían al ligante:

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Ejemplo:

H H H +

Ag +(ac) + 2 :N – H (ac) H – N : Ag : N – H (ac)

H H H

En la formación del complejo los ligantes coordinan al metal es decir forman un complejo con el metal, y constituyen la esfera de coordinación. Al escribir una fórmula química de un compuesto de coordinación utilizamos paréntesis rectangulares, para distinguir los grupos que se encuentran dentro de la esfera de coordinación de las otras partes del compuesto.

Ejemplo:

[Cu (NH3) 4 ] SO4 es la fórmula de un compuesto de coordinación que se encuentra formado por el Ion [Cu (NH3) 4 ]+2 y el Ion (SO4)-2. Uniéndose los cuatro grupos amoniaco directamente al Ion Cobre II en este compuesto de coordinación.El átomo del ligante que se une al metal recibe el nombre de átomo donador. Por ejemplo en el Ion complejo de arriba el átomo donador es el nitrógeno.

Número de Coordinación.- es el número de átomos unidos a un metal. En el caso de nuestro Ion complejo analizado el Cobre tienen un número de coordinación de 4.Algunos iones metálicos siempre exhiben el mismo número de coordinación. Por ejemplo el número de coordinación del Cromo III y Cobalto III siempre es 6. Generalmente los números de coordinación varían de acuerdo al ligante. Los números de coordinación más comunes son 4 y 6.

Los compuestos de coordinación presentan geometrías siendo de las más comunes la tetraédrica, la cuadrada planar y la octaédrica.

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http://mazinger.sisib.uchile.cl/repositorio/ap/ciencias_quimicas_y_farmaceuticas/ap-fisquim-farm10/images/9a15.gif

Los ligantes pueden ser monodentado o polidentados Ligantes monodentados son los que poseen un átomo donador único.

Ejemplo: NH3, H2O

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Ligantes polidentados están unidos al metal entre dos ò mas átomos donadores. Se les conoce también como agentes quelantes. Ejemplo: H2N-CH2-CH2-NH2. (Etilendiamina)

Fuente: http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/metales-transicion

Teoría del Campo Cristalino.- Es una teoría de enlace que explica satisfactoriamente todas las propiedades de los compuestos de coordinación como son: color, magnetismo, forma estabilidad y reactividad que existe en los compuestos de coordinación.

Esta teoría establece que gran parte de la atracción entre el Ion metálico y los ligantes que lo rodean se debe a las fuerzas electrostáticas entre la carga positiva del Ion metálico y las cargas negativas de los ligantes que lo rodean., reduciendo la energía del sistema.Cuando el ligante es iónico como Cl- las interacciones electrostáticas se presentan entre la carga positiva sobre el centro del metal y la carga negativa sobre el ligante. Cuando el ligante es neutro como el H2O se establece una interacción ión dipolo quedando los pares de electrones libres de la molécula orientados hacia el metal..En ambos casos los ligantes son fuertemente atraídos hacia el metal, pero simultáneamente los ligantes experimentan entre ellos efectos de repulsión. Se obtiene el complejo más estable cuando la disposición geométrica de los ligantes alrededor del ión metálico alcanza el máximo de atracción metal- ligante y las repulsiones ligante- ligante son mínimas. Siendo la energía del complejo formado menor que el de las cargas separadas.En un ión metálico los electrones de valencia se encuentran en orbitales d. y son equivalentes en energía. Pero cuando tenemos un ión metálico frente a la acción de un ligante los electrones no se comportan de la misma manera. Conforme se aproximan los ligantes al ión metálico los orbitales dx2-y2 y dz2 son repelidos con mayor intensidad por los ligantes que los orbitales dxy dxz dyz. Presentándose en ellos una diferencia de de energía alta y baja energía. La diferencia de energía que existe entre los dos conjuntos de orbitales d se llama división del campo cristalino y se representa por el símbolo (). La diferencia de energía que existe entre los orbitales d es de la misma magnitud que la de los fotones de la luz visible. (160- 280 KJ /mol). Los fotones de luz visible poseen la energía correcta para promover electrones de los orbitales d de baja energía a los orbitales d de alta energía. Si se absorben longitudes de onda provenientes de la luz blanca, la luz restante es de color.El movimiento de los electrones d de baja energía a los de energía superior da lugar a los colores complejos de los metales de transición. De esta manera la teoría del campo cristalino explica por qué los complejos de los metales de transición son coloridos.

69

2.7.- TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES Y PROPIEDADES FÍSICAS

Existen en las moléculas que conforman los elementos ó compuestos dos tipos de fuerzas muy importantes:Fuerzas Intramoleculares que son las responsables de unir a dos átomos mediante los enlaces químicos (iónico, covalente, metálico) para formar las moléculas. Estas fuerzas de atracción son internas en la molécula. Es decir actúan dentro de las moléculas.

Fuerzas Intermoleculares. Son las fuerzas de atracción que existen entre las moléculas y son las responsables de mantenerlas unidas entre sí. Estas fuerzas son de carácter electrostático.Existen los siguientes tipos de Fuerzas Intermoleculares: Ion-Dipolo; Dipolo –Dipolo;Puente de Hidrógeno y Fuerzas de Dispersión de London.

2.7.1.- Fuerzas de Van der Waals.

Al conjunto de todas estas fuerzas intermoleculares se les conoce también como Fuerzas de Vander Waals, en honor al físico Johannes Van der Waals quien las tomó en cuenta al modificar la ecuación de los gases ideales para el mejor estudio del comportamiento de los gases reales.

2.7.2.-Ion-Dipolo.

Es una fuerza intermolecular de carácter electrostático. Esta fuerza actúa entre un ión y una molécula polar neutra; que posee un momento dipolo permanente (manera de medir la polaridad de las moléculas). La intensidad de esta fuerza de atracción depende del tamaño y la carga del ión, así como del momento dipolo y del tamaño de la molécula polar.Las fuerzas Ion- Dipolo son importantes en disoluciones de sustancias iónicas en líquidos polares. Ejemplo Una disolución de Cloruro de sodio (NaCl) en agua.Al ponerse en contacto el agua con el cloruro de sodio este se disocia en iones sodio (Na+) y iones cloro (Cl -). Orientándose los polos positivo y negativo de la molécula del agua de manera que se la atracción de cargas opuesta con los iones. Es decir una atracción electrostática.

Fuente: http://web.educastur.princast.es/ies/salinas/recursos/Equimico_archivos/solvatacion.gif

Puede suceder que como el agua es una sustancia líquida en donde los iones y las moléculas de agua están en movimiento; en un momento dado la orientación de los iones con la molécula de agua resulte un efecto de repulsión entre ellos; pero luego tienden a reorientarse de manera que predominen las fuerzas de atracción electrostáticas.

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Dipolo- Dipolo.- Es la fuerza de atracción que se ejerce entre dos moléculas polares, con dipolo permanente .Orientándose el extremo positivo de una molécula con el extremo negativo de la otra; por lo tanto son fuerzas de carácter electrostático.En los líquidos debido a que hay mayor espacio entre las moléculas esto les permite movimiento por lo que pueden existir fuerzas de repulsión entre las mismas pero predomina las fuerzas de atracción. En los sólidos las moléculas se encuentran muy unidas por lo que la atracción entre ellas es mayor que en los líquidos.

Fuente: http://www.uc.cl/quimica/agua/cat_an.JPG

Fuerzas de Dispersión de London.- Son las fuerzas de atracción que actúan de manera especial en las moléculas no polares. Son fuerzas atractivas de carácter electroestático que se originan como resultado de los dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas. Pueden ser: Ion – Dipolo inducido; Dipolo – Dipolo Inducido.

Ion-Dipolo inducido.- Esta fuerza de atracción se establece cuando un ión se aproxima a un átomo neutro o molécula no polar, de manera que altera los electrones de la capa de valencia del átomo o molécula no polar ocasionando un dipolo en ellos, (extremo positivo y otro negativo). Existiendo una Fuerza de atracción de cargas electrostática entre el ión y el átomo ó molécula con polaridad inducida.La alteración de la nube electrónica de la capa de valencia del átomo neutro o de la molécula no polar hace que todos los átomos neutros o moléculas no polares se polaricen; siendo el tiempo de existencia de estos dipolos inducidos fugaces En cuanto se forma uno el otro ya no existe.

+ -

- +

+ -

+ -

- +

+ -

+ -

- +

+ -

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Esta formación de dipolos inducidos fugaces pero constantes es lo que mantiene unido a los átomos neutros o moléculas no polares con un ión

Fuente: http://www.unlu.edu.ar/~qui10017/Quimica%20COU%20muestra%20para%20IQ10017/cap2.htm

Dipolo – Dipolo Inducido.- Fuerza de atracción electrostática que se ejerce entre una molécula polar permanente y una molécula no polar la cual ha sufrido una polarización inducida.

El que una molécula no polar o átomo neutro sea polarizable depende: Del tamaño del ión. De la magnitud de la carga del ión. Del momento dipolo de la molécula polar. De la masa molar de la molécula a polarizar.

Estas fuerzas son significativas solamente cuando actúan a distancia muy corta.

2.7.3.- Puente de Hidrógeno.

Es una fuerza de atracción dipolo - dipolo especial, particularmente fuerte; en la cuál un átomo de hidrógeno hace de puente entre dos átomos fuertemente electronegativos (Fluor, Oxígeno y Nitrógeno). Sujetando a uno con un enlace covalente y al otro con fuerzas puramente electrostáticas.

Fuente: http://www.puc.cl/quimica/agua/pte1.JPG

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La efectividad de la fuerza del enlace se debe a que los tres átomos que deben estar presentes en las moléculas polares, tienen una carga negativa concentrada sobre sus átomos pequeños.Los puentes de hidrógenos son los responsables de que el hielo sea menos denso que el agua líquida debido a los espacios intermoleculares o cavidades que se forman al formarse los puentes de hidrógeno en el hielo. Estos espacios le dan menos densidad.

F ¾ H - - - - -F ¾ H - - - - - F ¾ H - - - - F ¾ H

2.7.4.-Influencia de las Fuerzas Intermoleculares en las Propiedades Físicas.

Dependiendo del estado de la materia (sólido, líquido o gaseoso) es la intensidad de las fuerzas intermoleculares que actúan en ellas. En un sólido los espacios intermoleculares son nulos por lo que las moléculas se encuentran bien compactada y sin movimiento solamente vibracional de las moléculas; por lo que las fuerzas de atracción actúan a distancias muy cortas y como las moléculas se encuentran fijas las fuerzas intermoleculares entre ellas son fuertes.De ahí las propiedades físicas de los sólidos: son incomprensibles tienen forma y volumen definidos y su densidad es mayor que en los líquidos.En los líquidos existen espacios intermoleculares lo que permite que haya energía cinética entre las moléculas esto les permite fluir y adoptar la forma del recipiente que los contiene; las distancias entre las moléculas son muy pequeñas, por lo que les es difícil comprimirse y más densas que los gases. Las fuerzas de atracción predominan entre sus moléculas por lo que tienen un volumen definido. Las fuerzas intermoleculares actúan a una distancia mayor que en los sólidos; por lo que son menos fuertes que en los sólidos.En los gases las distancias intermoleculares son muy grandes, existe más espacio vacío que moléculas, hace que no haya interacción entre las moléculas (25º C y 1atm. de presión.).Debido a que existe mucho espacio vacío los gases son fáciles de comprimir.

Las fuerzas intermoleculares entre sus moléculas son muy débiles; por lo que se pueden expandir fácilmente, no tienen volumen definido, ya que ocupan el volumen del recipiente que los contiene .El enorme espacio vacío que existe en los gases hace que tengan una muy baja densidad.

Propiedades características de los gases, líquidos y sólidos.Estado deLa materia

Volumen /Forma

Densidad Compresibilidad Movimiento de moléculas,

GasAdopta el volumen y

La forma del recipiente que lo

contiene.

Baja. Muy compresible. Movimiento muy libre.

LíquidoTiene un volumen

definido pero adopta la forma del

recipiente que lo contiene.

Alta. Solo ligeramente compresible.

Se deslizan entre si libremente.

SólidoTiene un volumen y

forma definidos.Alta. Virtualmente

incompresible.Vibraciones alrededor de

posiciones fijas.CAPITULO 3

73

ESTEQUIOMETRIA.

OBSERVACIÓN.-- Antes de iniciar el estudio de la estequimetría capítulo es necesario hacer un repaso o recordatorio de los que son las diferentes funciones químicas; ya que por la experiencia en el aula , el alumno no trae o no recuerda el concepto de ellas. Y su conocimiento son básicas en el estudio de las reacciones químicas, el balanceo de las mismas y para realizar cálculos estequiométricos.

GENERALIDADES.-Reacción Química.- Es el proceso mediante el cual dos o más sustancias ( reactivos ) se combinan y durante el cual puede ocurrir un cambio de color, temperatura, formación de material insoluble etc.;. indicando la formación de una nueva sustancia.( producto )Las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones químicas. Ejemplo:

a A + b B c C + d D reactivos productos

C + O2 C O2 + H2O + energía . Reactivos productos

CH4 + 2 O2 C O2 + 2 H2O reactivos productos

Una ecuación química consta de: Los reactivos situados del lado izquierdo separados por una flecha de los productos situados en el lado derecho de la ecuación. La flecha significa produce. Además para que una ecuación química represente con mayor fidelidad a una reacción química es necesario utilizar símbolos como los siguientes:

a,b,c,d, : coeficientes que me indican el número de moles de cada sustancia presentes en la reacción.l : como subíndice para indicar que la sustancia está en estado líquido.g : como subíndice para indicar que la sustancia está en estado gaseoso.ac: como subíndice para indicar que la sustancia está en solución acuosa. : calor.u .v. : como subíndice para indicar luz ultravioleta.

: desprendimiento pp : Precipitado.Cuando se usan sustancias u otros agentes que regulan la reacción química se llaman catalizadores y se colocan en la parte superior de la flecha.

3.1.- CLASIFICACION Y BALANCEO DE REACCIONES QUIMICAS.- Dependiendo de las sustancias que participan en la reacción y de los productos formados, las reacciones pueden clasificarse en: reacciones de combinación; reacciones de sustitución o desplazamiento; reacciones de doble desplazamiento o metátesis; reacciones de neutralización; reacciones de óxido – reducción.

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3.1.1.- Reacciones de Combinación.- Son aquellas que al combinarse dos reactivos dan como resultado la formación de un solo producto. Por ejemplo la formación de funciones químicas como: óxidos, peróxidos, ácidos, hidróxido hidruros, son reacciones de combinación.

Ejemplos: Metal + Oxígeno Oxido básico Ca ++ + O = Ca O .

No metal + Oxígeno Oxido ácido (anhídrido). S+4 + O2

= SO2

.

Oxido de metal Agua Hidróxido.

Ca O + H2O Ca ( OH )2 (ac).

a Oxido de no metal + Agua Oxiácido. SO2 + H2O H2SO3 .

3.1.2.-Reacciones de Descomposición. Son aquellas en las que a partir de un solo compuesto se obtienen dos ó más productos. Los productos pueden ser elementos o compuestos. Para que ocurra la reacción se requiere de calor , luz ultravioleta, corriente eléctrica o algún catalizador. Ejemplo :

2 H2O (g) corriente eléctrica 2H2 (g) + O2 (g) .

CaCO3 CaO (s) + CO2 (g)- .

BaCl2. 2 H2O (s) BaCl2 (s) + 2H2O (g).

2KClO3 (s) 2KCl (s) + 3 O2 (g) .

3.1.3.- Reacciones de Sustitución o desplazamiento.- Son aquellas en las que un elemento ( que se encuentra en forma libre) reemplaza a otro elemento que se encuentra formando parte de un compuesto. Es necesario que el elemento que se encuentra en forma libre debe ser más activo que el elemento que va a ser sustituido.

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Los metales se encuentran ordenados en series llamadas electromotivas o series de actividad.A continuación observaremos una de estas series. Al utilizar esta serie cualquier metal libre que se encuentre hacia la derecha de la lista, desplazará al otro metal que se encuentra formando parte del compuesto. ( Generalmente el ión metálico desplazado se encuentra en solución).

Orden Decreciente de Actividad.

Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Cd Ni Sn

Au Ag Hg Cu H Pb Ejemplo:

Fe ( s) + CuSO4 (ac) Fe SO4 (ac) + Cu (s)

Mg ( s) + H2 SO4 (l ) Mg SO4 (ac) + H2

Cu (s) + Fe SO4 (ac) No hay reacción porque el Fe es más activo que el Cu.

Hay reacciones de reemplazo en la que pueden participar los no metales. Así para los halógenos la serie de actividad en forma decreciente es la siguiente: F Cl Br I En una reacción el cloro libre desplazará al bromo de un compuesto y el bromo desplazará al yodo de un compuesto.En las reacciones de reemplazo donde participan los halógenos se debe tener en cuenta que en estado libre todos ellos existen en forma molecular diatómicas.Ejemplos:

Cl2 (g) + 2 Na Br (ac) 2NaCl (ac) + Br2 (ac).

I2(g) + 2 NaCl (ac) No hay reacción.

Es bueno hacer notar que la actividad de los metales se relaciona con su tendencia a perder electrones y así formar iones positivos. Mientras que la actividad de los no metales está relacionada con su tendencia a ganar electrones y formar de esa manera iones negativos.

3.1.4.- Reacciones de doble desplazamiento ó metátesis.- Son aquellas en las que reaccionan dos compuestos e intercambian uno de sus elementos (iones) y dan como resultado dos nuevos compuestos. En estas reacciones los iones positivos intercambian compañeros con los iones negativos, formándose los dos nuevos compuestos. Existe la formación de sustancias insolubles en muchas de estas reacciones.

Ejemplos:

Pb ( NO3) 2 (ac) . + 2NaCl (ac) PbCl2 + 2 NaNO3 (ac) .

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AgNO3 (ac) + HCl (ac) AgCl + H NO3 (ac) .

Ba( NO3) 2 (ac) + 2NaOH (ac) Ba(OH) 2 + 2 NaNO3 (ac) .

Otro tipo de reacción de metátesis es aquella en donde se obtienen productos no ionizados como el agua y dióxido de carbono.Por ejemplo los carbonatos en estado sólido o en solución acuosa, al reaccionar con un ácido producen : agua , dióxido de carbono y una sal.

CaCO3 (s) + 2HCl (ac) CaCl2 (ac) + H2O (l ) + CO2

3.1.5.- Reacciones de Neutralización.-La mayoría de estas reacciones pueden considerarse de metátesis ya que se obtienen dos nuevos productos y hay intercambio de iones.Una reacción de neutralización ocurre cuando reaccionan un ácido ó un óxido ácido con una base ó un óxido básico se forma una sal y agua . 1.- Ejemplo: Acido + Base Agua + Sal. Na OH (a c.) + HCl (a c.) H2O (l ) + NaCl (a c.) .

Ecuación iónica:H+ + Cl - + Na+ + OH- H2O (l ) + Na+ + Cl - El ión hidrógeno del ácido se combina con el ión hidróxido de la base formando así agua. El ión sodio y el ión cloro quedan en la solución. ; formando una solución acuosa de cloruro de sodio.

2H3PO4 (a c.) + 3 Ca (OH ) 2 (s) 6 H2O (l ) + Ca 3 ( PO4 ) 2

H2SO4 (l ) + 2 KOH (s) H2O ( l ) + K2SO4 (a c.) .

2.- Acido + Oxido de metal Sal + Agua . 2 HCl (ac) + CuO (s) CuCl 2 (a c.) + H2O ( l ) .

3.- Base + Oxido de no metal Sal + Agua.

Ca(OH )2 (a c.) + SO 3 (g) Ca SO 4 + H2O ( l )

4.- Ox ido Básico + Oxido Acido. Sal.

CaO (s). + SO2 (g) CaSO3 . (s).

Este tipo de reacción es en realidad una reacción de combinación porque se obtiene un sólo producto. Pero también es una reacción de neutralización porque reaccionan un óxido básico y un óxido ácido dando como producto una sal. Es el único tipo de reacción de neutralización en donde no hay formación de agua.

3.1.6.- Reacciones de Oxido- Reducción.- Este tipo de reacciones son en las que existe un cambio en el número de oxidación (o estado de oxidación) de los reactivos.Número de Oxidación.- Es la capacidad de combinación que posee un átomo en la formación de compuestos; representado por un valor positivo (catión) o negativo (anión); y que además nos indica como están ordenados los electrones en el compuesto.

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Los términos número de oxidación y estado de oxidación a veces son usados indistintamente. Pero existe una diferencia entre ambos términos ya que un átomo determinado puede tener 1 ó más números de oxidación. Y en un determinado compuesto sólo presenta uno de ellos. Y este viene siendo su estado de oxidación correspondiente en dicho compuesto. Ejemplo: El cobre tiene dos números de oxidación : (+1) y (+2 ). Por lo tanto puede formar dos óxidos CuO y Cu2O. Cu+2 O-2 Oxido Cúprico. En este compuesto el cobre presenta el estado de oxidación de( +2 ).

Cu+ O-2 (intercambian estados de oxidación) Cu 2O Oxido Cuproso. El cobre en este compuesto presenta un estado de oxidación de (+1).El número de oxidación en un compuesto con enlace covalente es la carga que tendría el elemento si se transfirieran todos los pares de electrones compartidos entre dos átomos en su estructura de Lewis al átomo más electronegativo.

Ejemplo: H : F El fluor (4.1) es mas electronegativo que el hidrógeno (2.2). Si electrón del hidrógeno fuera totalmente transferido al fluor. Este tendría un número de oxidación de -1; ya que originalmente tenía siete electrones y ahora tendría ocho electrones (gana 1). El hidrógeno tendría un número de oxidación de +1 ya que perdería su electrón de valencia.

Durante algún tiempo se aplicaba el término de oxidación a las reacciones que se realizaban exclusivamente con el oxígeno.Ejemplo: 2 Fe (s) + O 2 (g) 2FeO. 2Mg (s) + O 2 (g) 2MgO.

Así mismo el término de reducción se aplicaba cuando se removía el oxígeno de un compuesto. Ejemplo: 2KClO3 (s) Cl (s) + 3O2 (g ) .

NiO (s) + C (s) Ni(s) + CO (g).

WO3 (s) + 3H2 (g ) W (s) + 3H2O (g).

Algunas de estas reacciones (como las dos últimas); se utilizan para obtener metales a partir de sus minerales. ( níquel y tungsteno.).

Actualmente estos conceptos se han ampliado por lo tanto podemos definir estos conceptos de la siguiente manera.Oxidación .- es el cambio químico que experimenta una sustancia por la pérdida de electrones; lo que trae como consecuencia un aumento en su estado de oxidación.

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Ejemplo: cuando un átomo de un metal pierde electrones se convierte en el ión correspondiente ( catión). Ca Ca +2 + 2e. Na Na+ + e. Aumentan su estado de oxidación porque el calcio pasa de (0 a +2).y el sodio pasa de(0 a +1). Porque el estado oxidación de cualquier átomo es 0 .

Reducción.- es el cambio químico que experimenta una sustancia por la ganancia de electrones; lo que trae como consecuencia una disminución en su estado de oxidación.Los no metales tienden a ganar electrones por lo tanto disminuyen su estado de oxidación y se convierten en el ión correspondiente (anión). Ejemplo:

O + 2e O-2

S + 2e S-2

Disminuyen su estado de oxidación: el oxígeno pasa de ( 0 a -2) y el azufre pasa de ( 0 a -2 ) .

Resumiendo podemos decir que la oxidación es pérdida de electrones o aumento en el estado de oxidación; y reducción es la ganancia de electrones o disminución en el estado de oxidación.

NÚMEROS DE OXIDACIÓN Nos oxiácidos

+1 +2

H+1 H-1

+3

 

+4

 

 

 

+5

+3

 

 

+6

+4

 

+7

+5

+3

+1

Li

Na

 Be

Mg

B

Al

C

Si

N

P

O

S

F

Cl 

 

79

K

Rb

Ca

Sr

Ga

In

Ge

Sn

As

Sb

Se

Te

Br

I

Sc+3                                  Zn+2

Y+3                          Ag+ Cd+2

La+3                                           

  -4 -3 -2 -1

Co H e cos metaishttp://www.alonsoformula.com/inorganica/taboa_numero_oxidacion.htm

       El hidrógeno (H) presenta número de oxidación +1 con los no metales y -1 con los metales. 

       El flúor (F) sólo presenta el número de oxidación -1.

       El oxígeno (O) presenta el número de oxidación -2, excepto en los peróxidos donde es -1

       Los metales alcalinos (grupo 1, o grupo del Li) tienen 1 electrón de valencia, tenderán a perderlo temiendo siempre en los compuestos número de oxidación +1.

        Los metales alcalinotérreos (grupo 2, o grupo del Be) tienen 2 electrones de valencia, tenderán a perderlos presentando siempre en los compuestos número de oxidación +2.

        El grupo del B (grupo 13) tiene 3 electrones de valencia, tenderán a perderlos presentando siempre en los compuestos número de oxidación +3.

        El grupo del C (grupo 14) tiene 4 electrones de valencia, que tienden a compartirlos,  tienen número de oxidación +4 frente a los no metales, y número de oxidación -4 frente a los metales y al H.

        El grupo del N (grupo 15) tiene 5 electrones de valencia, tenderán a ganar 3 poseyendo siempre con el H y conlos metales número de oxidación -3.

        Los calcógenos (grupo 16, o grupo del O) tienen 6 electrones de valencia, tenderán a ganar 2 poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación -2.

        Los halógenos (grupo 17, o grupo del F) tienen 7 electrones de valencia, tenderán a ganar 1 poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación -1.

        Dentro de los metales de transición debemos saber que la Ag tiene número de oxidación +1, el Zn y Cd tienen número de oxidación +2, y el Sc, Y y La tienen número de oxidación +3.

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Los procesos de oxidación y reducción ocurren simultáneamente en una reacción química. No puede haber una pérdida de electrones (oxidación) por una sustancia; sin que ocurra una ganancia de electrones (reducción) por otra sustancia. Estas reacciones son llamadas por lo tanto reacciones de oxido- reducción o reacciones redox.Ejemplo : Oxidación.

Zn 0 + S 0 Zn+2 S -2

Reducción

La sustancia que se oxida se llama agente reductor porque dicha sustancia causa la reducción de otra. De igual manera la sustancia que se reduce se llama agente oxidante porque causa la oxidación de otra.En la reacción anterior el Zn es el agente reductor y el azufre es el agente oxidante.

Las reacciones de combinación, reemplazo, y descomposición pueden ser también reacciones de oxido-reducción.

Ejercicios: En las siguientes reacciones redox indicar cual elemento se oxida y cúal se reduce.2 HCl (ac) + Zn0 ZnCl2 (ac) + H2

2Na (s) + Cl2 (g) 2NaCl (s).

2HBr (ac) + H2SO4 (ac) Br2 (ac) + S02 (g) + 2H2O(l)

Mg (s) + HNO3 (ac) H2 (g) + Mg(NO3) 2 (ac).

3.1.7.- Balanceo de Ecuaciones por el Método del Número de Oxidación.-

Para balancear Ecuaciones de oxido –reducción por el Método Del Número De Oxidación Se siguen los siguientes pasos:

1.- Se determina el número de oxidación de cada uno de los elementos en la ecuación observando cuales experimentan cambio.

Mg + O2 MgO

2.-Se determina el elemento que se oxida y el que se reduce y se escribe el estado de oxidación encima de cada elemento.

Se oxida

0 0 +2 -2 Mg + O2 MgO

Se reduce.

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3.-Se establece el cambio en el número de oxidación para cada elemento que lo experimenta ( y por lo tanto el número de electrones transferidos) para cada elemento. Esto lo podemos representar trazando una flecha desde el elemento en los reactivos hasta el mismo elemento en los productos, indicando encima de la flecha el aumento o disminución del número de oxidación. Otra alternativa es colocar encima de la flecha la pérdida o ganancia de electrones. Se puede usar una de ellas pero no mezclarlas.

+2/ átomo x 1 átomo= +2

0 0 +2 -2 Mg + O2 MgO

-2 /atomo x 2 átomo = -4

4.-.- Se ajusta el aumento o disminución del numero de oxidación, escribiendo los coeficientes necesarios en los reactivos que experimentan cambios; teniendo el cuidado de escoger los números más pequeños y sólo del lado izquierdo.

2 Mg (s) + O2 (g) MgO (s)

5.- Completar el balanceo por tanteo. Balanceando primero las sustancias que cambian su número de oxidación; luego cualquier otro átomo diferente al hidrógeno y al oxígeno; al final se balancea el hidrógeno agregando agua donde exista la necesidad.

2 Mg(s) + O2 (g) 2 MgO (s).

Concluyendo para esta ecuación ya balanceada. El Magnesio se oxidó, es decir aumento su número de oxidación (perdió electrones). Es el agente reductor. El oxígeno se redujo, disminuyó su número de oxidación (ganó electrones). Por lo tanto es el agente oxidante.

6.- Para ecuaciones iónicas en la última etapa, antes de agregar agua; es necesario para balancear la carga escribir (H+) si es ácida u (OH-) si es básica en cualquier lado de la reacción.

7.- Analizar la ecuación para ver si los coeficientes se encuentran en la relación más baja posible. Para ecuaciones iónicas la carga neta en ambos lados de la ecuación debe ser exactamente igual.

Concluyendo para la ecuación anterior, el Magnesio se oxidó, es decir aumento su número de oxidación (perdió electrones). Es el agente reductor. El oxígeno se redujo, disminuyó su número de oxidación (ganó electrones). Por lo tanto es el agente oxidante.

Ejemplo 2.- Balance por el método del número de oxidación la siguiente reacción.

K2Cr2O7 + H2O + S SO2 + KOH + Cr2O3

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-3 / átomo x 2 átomos = -6

+6 0 +4 +3

K2Cr2O7 + H2O + S SO2 + KOH + Cr2O3

+4/átomo x 1 átomo = +4

Escribimos ahora 2 delante de K2Cr2O7 y 3 delante del S. Porque:

(2) (-6) = -12

(3 )(+4) = +12

Así estamos utlizando el número más pequeño y balanceamos sólo del lado izquierdo de la ecuación:

2 K2Cr2O7 + H2O + 3 S SO2 + KOH + Cr2O3

Ahora procedemos a balancear el lado derecho de la ecuación los .átomos de azufre y cromo.

2 K2Cr2O7 + H2O + 3 S 3 SO2 + 4 KOH + 2 Cr2O3

Para balancear el potasio colocamos un 4 delante del KOH. Con esto tenemos l6 oxígenos del lado izquierdo y l4 oxígenos del lado derecho más agua. Por tanto es necesario para que los oxígenos queden balanceados colocar un 2 delante de la molécula de agua.

2 K2Cr2O7 +2 H2O + 3 S 3 SO2 + 4 KOH + 2 Cr2O3

Por último revisamos los hidrógenos que estén balanceados. Hay cuatro hidrógenos en el lado derecho y 4 del lado izquierdo.

Se puede haber balanceado primero los hidrógenos y después los oxígenos.

Concluyendo: El azufre sufrió una oxidación (0 a +4) perdió electrones. Por lo tanto es el agente reductor.

El K2Cr2O7 sufrió una reducción (el cromo pasa de +6 a +3) ganó electrones. Por lo tanto es el agente oxidante.

3.- Balancear por el método número de oxidación la siguiente ecuación iónica (solución ácida).

Ag + NO3 - Ag+ + NO (solución ácida).

Escribimos por arriba de los elementos los números de oxidación que cambian:

0 +5 +1 +2

Ag + NO3 - Ag+ + NO

Determinamos el cambio del número de oxidación para cada elemento que experimenta un cambio:

+1/atomo x1 átomo = +1

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0 +5 +1 +2

Ag + NO3 - Ag+ + NO

-3/átomo x 1= -3

Escribimos los coeficientes en el lado izquierdo de la ecuación frente a las fórmulas.

3 Ag + NO3 - Ag+ + NO

Procedemos seguidamente a balancear los átomos que estan cambiando en el lado derecho de la ecuación.

3 Ag + NO3 - 3Ag+ + NO

Como es una solución ácida agregamos 4H+ al lado izquierdo para balancear la carga (pueden agregarse los hidrógenos a cualquier lado de la ecuación).

3 Ag + NO3 - + 4H+ 3Ag+ + NO

(+4 ) (-1) = +3 3 (+1) = +3

Para balancear los hidrógenos y los oxígenos agregamos 2H2O al lado derecho de la ecuación

3 Ag + NO3 - + 4H+ 3Ag+ + NO + 2H2O

(+4 ) (-1) = +3 3 (+1) = +3

Revisamos las cargas para asegurarnos de que la ecuación está balanceada.

Concluyendo:

La plata (Ag) aumenta su número de oxidación (pierde electrones ) se oxida por lo tanto es el agente reductor.

En el ion nitrato ( NO3 - ) el nitrógeno disminuye su número de oxidación ( gana electrones) por lo tanto se reduce; siendo el ión nitrato es el agente oxidante.

Ejercicios:

Balancee las siguientes ecuaciones

1. FeCl3 + H2S FeCl2 + S + HCl

2. HNO3 + I2 NO2 + HIO3 + H2O.

3. I2O3 + CO I2 + CO2

4. H2SO4 + Ca CaSO4 + SO2

5. HCl + KMnO4 MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O

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6. CrO2- + ClO - CrO4 -2 + Cl- (en solución básica o alcalina)

7. Sn+2 + IO3 - Sn+4 + I (en solución ácida).

8. Fe + NO3- Fe +3 + NO (en solución ácida).

3.1.8.- Balanceo de ecuaciones por el método del ión electrón o semireacción.- Este es otro método que puede ser utilizado para el balanceo de ecuaciones redox. En este método se utilizan dos ecuaciones parciales o semirreacciones. Una de ellas representa la oxidación y la otra describe la reducción. Las cuales se balancean independientemente cada una y luego se suman las dos semirreaciones llegando al balanceo total de la ecuación de la reacción redox correspodiente.Existen una serie de pasos a seguir que son los siguientes:

1.- Divida la reacción en dos medias reaccionnes ( una de oxidación y la otra de reducción)

2.- Balancee cada una de las semirreaciones por separado de la siguiente manera: a) Encontrar el mismo número de átomos de la misma especie en cada lado de la ecuación b) Utilice H+ para balancear los hidrógenos y H2O para balancear los oxígenos. c) Use OH – ( si es en solución básica). A ambos lados de la ecuación para neutralizar los H+ . Puede combinar H+ y OH – para formar agua d)Balancear la carga colocando electrones en el lado de la semirreacción que sea necesario. e) Si fuera necesario se multiplica cada semirreación por los números más pequeños para igualar la pérdida y ganancia de electrones,3.-Se suman las dos semirreaciones.

4.-Se cancelan todos los términos comunes.

5.- Compruebe que hay el mismo número de átomos de la misma especie en ambos lados de la ecuación y la misma carga neta .

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación redox por el método ión- electrón ó semirreación:

H2S + NO3

- NO + S (solución ácida). 1.-Semirreacción de Oxidación. -2 0 H2S S

2.- Semirreacción de Reduccion. +5 +2 NO3

- NO

Balanceando la semirreacion de oxidación..

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H2S SBalanceando los hidrógenos agregamos dos iones hidrógenos en el lado derecho de la ecuacion:

H2S S + 2H+

Balanceando las cargas : colocamos dos electrones en el lado derecho de la ecuación.H2S S + 2H+ + 2e -

Balanceo de la semirreacción de reducción.

NO3- NO

Balanceamos los oxígenos agregando dos moléculas de H2O en el lado derecho de la ecuación:NO3

- NO + 2 H2O Adicionamos 4H+ en el lado izquierdo de la semirreacción para balancear los hidrógenos :

4H+ + NO3- NO + 2 H2O

Agregamos 3 electrones de lado izquierdo de la semirreacción para igualar las cargas en ambos lados de la ecuación.

3e- +4H+ + NO3- NO + 2 H2O

Multiplicamos la primera ecuación (x 3 )y la segunda (x 2) para eliminar el total de electrones: 3H2S 3 S + 6H+ + 6e –

6e- + 8H+ + 2 NO3- 2 NO + 4 H2O

Sumando las dos semirreacciones.:

3H2S + 6e- + 8H+ + 2 NO3- 3 S + 6H+ + 6e – + 2 NO + 4 H2O

Eliminando especies iguales en ambos lados de la ecuación: 3H2S + 2H+ + 2 NO3

- 3 S + 2 NO + 4 H2O

Ejemplo # 2.-

Balancear la siguiente ecuación por el método de semirreacción.

Cu + Ag+1 Ag + Cu+2

Semirreacción de Oxidación: Cu Cu+2

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Semirreacción de reducción:

2Ag+1 2 Ag.

Balanceamos las cargas en ambas semirreacciones:

Cu Cu+2 + 2 e-

2Ag+1 + e- 2 Ag.

Multiplicamos la semirreacción de oxidacion (x1) y la de reducción (x 2 ) para eliminar el total de electrones en ambas. Cu Cu+2 + 2 e-

2Ag+1 + 2 e - 2 Ag.

Sumando ambas semirreacciones :Cu + 2Ag+1 + 2 e - Cu+2 + 2 e- + 2 Ag.

Eliminando especies iguales:

Cu + 2Ag+1 Cu+2 + 2 Ag.

Ejemplo # 3.-Balancear por el método del ión electrón la siguiente reacción

Zn + HNO3 Zn (NO3 ) 2 + N2O Semirreacción de oxidación.

Zn Zn (NO3 ) 2

Semirreacción de reducción

HNO3 N2O

Para balancear el nitrógeno agregamos dos moléculas de HNO3 en el lado izquierdp de reacción de oxidación. También nos queda balanceado el oxígeno.

Zn +2 HNO3 Zn (NO3 ) 2

Para balancear el hidrógeno colocamos 2H+ en el lado derecho de la ecuación.Zn +2 HNO3 Zn (NO3 ) 2 +2H+

Agregamos dos electrones del lado derecho de la ecuación para igualar las cargas.

Zn +2 HNO3 Zn (NO3 ) 2 +2H+ + 2e- .(queda balanceada)

Semirreacción de reducción .-

HNO3 N2O

Colocamos un coeficiente 2 en la molécula de HNO3 para balancear los nitrógenos

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2HNO3 N2O

Adicionamos 5 moléculas de H2O del lado derecho de le ecuación para balancear los átomos de oxígeno2HNO3 N2O + 5 H2O.

Para balancear los hidrógenos agregamos 8H+ en el lado izquierdo de la ecuación.

8H+ + 2HNO3 N2O + 5 H2O.

Para igualar las cargas en ambos lados de la ecuación agregamos 8e- en el lado izquierdo de la ecuación : 8e- +8H+ + 2HNO3 N2O + 5 H2O. ( queda balanceada )

Multiplicamos ( x 4 ) la ecuación de oxidación y (x 1) la ecuación de reducción para igualar el número de electrones y poder eliminarlos.

4Zn +8 HNO3 4Zn (NO3 ) 2 +8H+ + 8e-

8e- +8H+ + 2HNO3 N2O + 5 H2O

Sumando ambas reacciones: y eliminando especies iguales:4Zn +8 HNO3 + 8e- +8H+ + 2HNO3 4Zn (NO3 ) 2 +8H+ + 8e- + N2O + 5 H2O

4Zn +10 HNO3 4Zn (NO3 ) 2 + N2O + 5 H2O.

Ejercicios:

Balancee las siguientes semirreacciones.

1.- Cr207 -2 Cr+ ( en solución ácida).

2.- NO3 - NH3 ( en solución básica).

3.- MnO4- Mn+2 ( en solución ácida)

4.- SnO2 -2 SnO3 -2 ( en solución básica).

Balancee las siguientes ecuaciones por el método ión electrón.

1.- As2O3 + NO3 - H3AsO4 + N2O3. ( en solución ácida)

2.- MnO4 - + H2C2O4 Mn +2 + CO2 . ( en solución ácida).

3.- CrO2 - + ClO- CrO4 -2 + Cl- ( en solución básica)

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4.- Bi (OH)3 + K2SnO2 Bi + K2SnO3 + H2O.

5.- HNO3 + Fe Fe (NO3 ) 3 + NO + H2O.

3.2.- Reacciones Químicas de Importancia.-

3.2.1. Reacciones de Importancia Industrial.

- Síntesis del Acido Clorhídrico

El Acido clorhídrico (HCl) se obtiene en el laboratorio por adición de ácido sulfúrico (H2SO4) a sal (NaCl):

2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HCl 0.

En la industria química se forman grandes cantidades de clorhídrico en las reacciones orgánicas de cloración de las sustancias orgánicas con cloro elemental:

R-H + Cl2 → R-Cl + HCl

Otro método de producción a gran escala es el utilizado por la industria cloro-alcali, en la cual se electroliza una solución de sal común, produciendo cloro, hidróxido de sodio e hidrógeno. El gas cloro así obtenido puede ser combinado con el gas hidrógeno, formando gas HCl químicamente puro. Ya que la reacción es exotérmica, las instalaciones en las que se realiza son conocidas como horno de HCl.

Cl2 + H2 → 2 HCl

También es posible su síntesis directamente a partir de los elementos pero este proceso no suele ser económicamente viable.

En agua se disuelven hasta 38 g/100 ml aunque a baja temperatura se pueden formar cristales de HCl·H2O con un contenido del 68% de HCl. La disolución forma un azeótropo con un contenido del 20,2% de HCl en masa y un punto de ebullición de 108,6 °C.

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El ácido clorhídrico que se encuentra en el mercado suele tener una concentración del 38% o del 25%. Soluciones de una concentración de algo más del 40% son químicamente posibles, pero la taza de evaporación en ellas es tan alta que se tienen que tomar medidas de almacenamiento y manipulación extras. En el mercado es posible adquirir soluciones para uso doméstico de una concentración de entre 10 y 12%, utilizadas principalmente para la limpieza.

Aplicaciones.

El clorhídrico se utiliza sobre todo como ácido barato fuerte y volátil. El uso más conocido es el de desincrustante para eliminar residuos de caliza (carbonato cálcico: CaCO3). En esta aplicación se transforma el carbonato cálcico en cloruro cálcico más soluble y se liberan dióxido de carbono (CO2) y agua:

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

En química orgánica se aprovecha el clorhídrico a veces en la síntesis de cloruros orgánicos - bien por sustitución de un grupo hidroxilo de un alcohol o por adición del clorhídrico a un alqueno aunque a menudo estas reacciones no transcurren de una manera muy selectiva.

Otra importante aplicación del ácido clorhídrico de alta calidad es en la regeneración de resinas de intercambio iónico. El intercambio catiónico suele utilizarse para remover cationes como Na+ y Ca2+ de soluciones acuosas, produciendo agua demineralizada.

Na+ es reemplazado por H3O+ Ca2+ es reemplazado por 2 H3O+

En la industria alimentaria se utiliza por ejemplo en la producción de la gelatina disolviendo con ella la parte mineral de los huesos.

En metalúrgia a veces se utiliza para disolver la capa de óxido que recubre un metal, previo a procesos como galvanizado, extrusión, u otras técnicas.

También es un producto de partida en la síntesis de policloruro de aluminio o de cloruro férrico (FeCl3):

Fe2O3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3 H2O .

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_clorh%C3%ADdrico

Producción de Acido Sulfúrico.

El Ácido Sulfúrico puro, de fórmula H2SO4, a temperatura ambiente es un líquido incoloro, inodoro, muy corrosivo y de gran viscosidad. El Ácido Sulfúrico es el ácido mineral de uso más frecuente en la industria, y su consumo se utiliza como indicador del grado de industrialización de un país. Al mezclar Ácido Sulfúrico con agua se libera una considerable cantidad de calor. A menos que la mezcla se agite bien, el agua añadida

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puede calentarse más allá de su punto de ebullición y la formación repentina de calor puede hacer saltar el ácido fuera del recipiente. El Ácido concentrado destruye la piel y la carne, y puede causar ceguera si se introduce en los ojos. El mejor tratamiento en caso de accidente es eliminar el ácido con grandes cantidades de agua.

Historia

El ácido sulfúrico ahora es uno de los productos químicos más usados, probablemente fue descubierto poco antes del siglo 16, después de las erupciones volcánicas al transformarse el agua circundante en este ácido a causa del azufre emanado por la erupción. Fue preparado por Johann Van Helmont (c.1600) por la destilación seca del vitriolo verde (sulfato ferroso hidratado, FeSO4 • 7 H2O) y del vitriolo azul (Sulfato Cúprico hidratado, CuSO4 • 5 H2O). El primer uso que se le dio al ácido sulfúrico a nivel industrial fue en el proceso de Leblanc para hacer el carbonato de sodio. (Desarrollado en 1790).

Un proceso para la síntesis de este ácido era quemando sulfuro con salitre (nitrato de potasio) fue desarrollado en primera instancia por Johann Glauber en el siglo 17 y desarrollado comercialmente por Joshua Ward en Inglaterra 1740 el cual pronto fue reemplazado por el método de cámaras de plomo, inventado por Juan Roebuck en 1746, quien logró una concentración de un 78% de ácido sulfúrico a diferencia de los otros procesos que lograban no mas del 35-40%, y desde entonces continuo siendo mejorado por muchos otros químicos. Luego se desarrollo el método de contacto en 1830 por Peregrine Phillips en Inglaterra; fue utilizado poco hasta que se presentó una necesidad del ácido concentrado, particularmente para la fabricación de tintes orgánicos sintéticos. Estos dos últimos procesos permitieron obtener ácido sulfúrico de una alta concentración, de manera económica y eficiente.

Método de las cámaras de plomo:

Este es el método de producción industrial de ácido sulfúrico más antiguo y consiste en varias etapas:

El dióxido de azufre(SO2) en estado gaseoso entra a una cámara, la torre de Glover, luego de haber salido de la cámara de combustión en donde es alimentado con ácido nitroso, proveniente de la cámara de Gay-Lussac, para formar ácido nitrososulfurico (SO2(OH)ONO).

2SO2 + 2NO2H + O2 2SO2(OH)NO2

Luego el ácido nitrososulfurico se desnitrifica para formar ácido sulfúrico (H2SO4) y trióxido de nitrógeno (N2O3). También se evapora el agua dejando el ácido con una concentración aproximada de un 76-78%.

2SO2(OH)NO2 + H2O 2H2SO4+N2O3

El trióxido de nitrógeno producido en la torre de Glover junto con el dióxido de azufre sobrante pasan a la primera cámara de plomo en donde se agrega más agua para

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formar ácido sulfúrico, el cual escurre por las paredes y se acumula en la parte inferior. Así sigue pasando a otras cámaras de plomo en donde ocurren similares reacciones, para así ocupa la mayor cantidad de dióxido de azufre.

Las cámaras de azufre pueden variar en cantidad dependiendo de la industria, estas pueden variaren numero desde 3 a 10, y el ácido resultante de estas tiene una concentración aproximada de entre 62-68%.

Luego de pasar por las cámaras de plomo, el dióxido de azufre y óxidos de nitrógenos que aún quedan, pasan a torre de Gay-Lussac, en donde se disuelven en el ácido sulfúrico frío, proveniente de la torre de Glover, para formar ácido sulfúrico, ácido nitroso y ácido nitroso sulfúrico. Estos dos últimos volverán a ser utilizados en la torre de Glover para la producción de ácido sulfúrico.

Los compuestos gaseosos que no se utilizan o que no se disuelven en el ácido son liberados a la atmósfera a través de chimeneas.

El método de camaras de plomo ha sido desechado hoy en dia ya que no entrega un acido tan puro como el del método de contacto; además de que los residuos producidos por este método son muy contaminantes.

Método de Contacto:

Es el método de uso más generalizado en los países desarrollados. El fundamento del mismo reside en la oxidación reversible del SO2 a SO3 sobre un catalizador sólido, que en un principio fue platino y que modernamente suele ser pentaóxido de divanadio (V2O5) por razones de economía, resistencia a los envenenadores (a los que el Pt es tan vulnerable), y velocidad de reacción:

2 SO2 + 02 2 SO3

El proceso se puede resumir así:

Obtención de SO2, que se suele hacer por tostación de piritas o quemando azufre.

Purificación a fondo del SO2. Esta purificación es de extraordinaria importancia, de manera que se eliminan los posibles venenos del catalizador, como los óxidos de arsénico en el caso del platino, etc. Para ello se le hace pasar a través de unas “cámaras de polvo” precipitadores electrostáticos, torres de lavado y torres de secado posterior, mediante el uso de contracorrientes de ácido sulfúrico concentrado.

Oxidación del SO2 en una torre donde se encuentra el catalizador finamente dividido sobre un soporte adecuado, con el fin de ofrecer una superficie eficaz máxima. Previamente la mezcla de SO2 y aire, ha debido pasar por un cambiador de calor, donde alcanza una temperatura óptima para un mayor rendimiento de la reacción reversible. En el caso de que el catalizador sea V2O5 esta temperatura es de unos 400 º C.

4-El SO3 pasa a otra torre, donde se absorbe en ácido sulfúrico concentrado, en el que se disuelve muy bien, formando “oleum” o ácido sulfúrico fumante, que posteriormente es diluido a ácido sulfúrico de 99-100%.

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H2SO4 + SO3 H2S2O7

H2S2O7 + H2O 2 H2SO4

SO3 no se absorbe sobre agua, porque se origina una niebla compuesta de gotitas de ácido sulfúrico que no es absorbida, mientras que sobre ácido sulfúrico concentrado esta absorción tiene lugar rápidamente.

Usos del acido sulfurico

Producción de superfosfato de calcio (fertilizantes).

Potabilización de agua: para producir sulfato de aluminio a partir de bauxita.

Detergentes: en la sulfonación de dodecilbenceno, que es la materia prima básica para la mayoría de los detergentes utilizados en el hogar y la industria. También para esto se utiliza oleum 22%.

Fábricas de Papel: En el proceso de producción de la pulpa de papel, e indirectamente en el uso de sulfato de aluminio.

Refinación de Petróleo: para las calderas y procesos químicos.

Generación térmica de energía: para el tratamiento de las calderas.

Metalurgia: para el decapado de metales.

Producción de ácido para baterías eléctricas.

Producción de sulfato de aluminio: se lo utiliza en reacción con hidróxido de aluminio. El sulfato de aluminio producido se utiliza principalmente en potabilización de aguas, curtidos al alumbre (curtiembres), producción de papel y sales de aluminio.

Producción de sulfato de cromo: se lo utiliza en reacción con bicromato de potasio y un agente reductor. El sulfato de cromo se utiliza principalmente para el curtido de cueros (curtido al cromo).

Bibliografía

- Enciclopedia de Tecnología Química (Tomo14). http://html.rincondelvago.com/acido-sulfurico_5.html

3.2.2.-  Reacciones Químicas de Importancia Ambiental.-

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Fotosíntesis.-

Todos los seres vivos necesitamos de la energía para poder vivir, nosotros tomamos nuestra energía de los alimentos que consumimos y por ello pertenecemos al grupo de los *heterótrofos*, pero existen organismos que producen su propio alimento utilizando energía del medio ambiente los llamados *autótrofos* , un ejemplo de estos son las plantas verdes las cuales obtienen su energía directamente de la luz solar, transformando esta energía luminosa en energía química la cual es utilizada por la planta para desarrollarse, reproducirse y cualquier proceso que la planta requiera durante su vida.

El mecanismo mediante el cual la planta logra la transformación de energía luminosa en energía química liberando oxígeno en el proceso se llama fotosíntesis. La palabra fotosíntesis esta formada por dos partes, la primera es el prefijo foto que significa luz y la segunda parte síntesis y se refiere a la elaboración de *glucosa* (azúcar) por parte de la planta gracias a la energía obtenida de la luz.

La fotosíntesis se lleva a cabo en las partes verdes de la planta, las *células* que forman esta partes contienen unos *organelos* llamados *cloroplastos* los cuales gracias a la molécula de la *clorofila* son los que captan la luz, además en estos *organelos* es llevado el *dióxido de carbono* del aire donde junto con la luz y el agua servirá para realizar la fotosíntesis

El proceso de la fotosíntesis comprende dos tipos de reacciones o fases:

Fase luminosa Fase obscura

El proceso completo de la fotosíntesis puede ser expresado mediante la siguiente ecuación química: Energía luminosa

6(CO2) + 12(H2O) C6H12O6 + 6(O2) + 6(H2O) +ATP *Clorofila*

http://linux.ajusco.upn.mx/fotosintesis/foto.html

Lluvia ácida*Efectos de la lluvia ácida en un bosque de la República Checa

La lluvia ácida se forma cuando la humedad en el aire se combina con el óxido de nitrógeno y el dióxido de azufre emitidos por fábricas, centrales eléctricas y vehículos que queman carbón o productos derivados del petróleo. En interacción con el vapor de agua, estos gases forman ácido sulfúrico y ácidos nítricos. Finalmente, estas sustancias químicas caen a

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la tierra acompañando a las precipitaciones, constituyendo la lluvia ácida.

Los contaminantes atmosféricos primarios que dan origen a la lluvia ácida pueden recorrer grandes distancias, trasladándolos los vientos cientos o miles de kilómetros antes de precipitar en forma de rocío, lluvia, llovizna, granizo, nieve o niebla. Cuando la precipitación se produce, puede provocar importantes deterioros en el medio ambiente.

La lluvia normalmente presenta un pH de aproximadamente 5.6 (ligeramente ácido) debido a la presencia del CO2 atmosférico, que forma ácido carbónico, H2CO3. Se considera que es lluvia ácida si presenta un pH de menos de 5 y puede alcanzar el pH del vinagre, pH 3. Estos valores de pH se alcanzan por la presencia de ácidos como el ácido sulfúrico, H2SO4, y el ácido nítrico, HNO3. Estos ácidos se forman a partir del dióxido de azufre, SO2, y el monóxido de nitrógeno que se convierten en ácidos. Los hidrocarburos y el carbón que son usados como fuente de energía, en grandes cantidades, pueden también producir óxidos de azufre y nitrógeno

Formación de la lluvia ácida

Una gran parte del SO2 (dióxido de azufre) emitido a la atmósfera procede de la emisión natural que se produce por las erupciones volcánicas, que son fenómenos irregulares. El problema ambiental más importante, por continado, es el de las emisiones de SO2 en procesos de obtención de energía: el carbón, el petróleo y otros combustibles fósiles contienen azufre en unas cantidades variables (generalmente más del 1%), y, debido a la combustión, el azufre se oxida a dióxidos de azufre:

S + O2 → SO2

Hay otros procesos industriales en los que también se genera SO2, por ejemplo en la industria metalúrgica.

El SO2 puede proceder también de otras fuentes, por ejemplo como el sulfuro de dimetilo, (CH3)2S, y otros derivados, o como sulfuro de hidrógeno, H2S. Estos compuestos se oxidan con el oxígeno atmosférico dando SO2.

Finalmente el SO2 se oxida a SO3 (interviniendo en la reacción radicales hidroxilo y oxígeno) y este SO3 se puede quedar disuelto en las gotas de lluvia, en forma de H2SO4. La reacción global es:

SO2 + OH· + O2 + nH2O → HOO· + H2SO4(ac)

También se puede despositar sobre superficies húmedas.

El NO se forma por reacción entre el oxígeno y el nitrógeno a alta temperatura:

O2 + N2 → NO

Una de las fuentes más importantes es a partir de las reacciones producidas en los vehículos de los automóviles y aviones. Este NO se oxida con el oxígeno atmosférico:

O2 + 2NO → 2NO2

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Y este 2NO2 reacciona con el agua dando ácido bétrico que se disuelve en el agua:

3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

Efectos de la lluvia ácida

La lluvia ácida provoca graves efectos ambientales.

La acidificación de las aguas de lagos, ríos y mares dificulta el desarrollo de vida acuática en estas aguas aumentando en gran medida la mortandad de peces. Igualmente, afecta directamente a la vegetación, produciendo daños importantes en las zonas forestales, así como acabando con microorganismos fijadores de nitrógeno.

Un efecto indirecto muy importante es que los protones, H+, procedentes de la lluvia ácida lixivian (arrastran) ciertos iones del suelo. Por ejemplo, cationes de hierro, calcio, aluminio, plomo, zinc, Como consecuencia se produce un empobrecimiento en ciertos nutrientes esenciales y el denominado estrés en las plantas, que las hace más vulnerables a las plagas.

La lluvia ácida, por su carácter corrosivo, afecta negativamente a las construcciones y las infraestructuras. Puede disolver, por ejemplo, el carbonato de calcio, CaCO3, afectando de esta forma a los monumentos y edificaciones construidas con mármol o caliza.

Los nitratos y sulfatos, sumados a los cationes lixiviados de los suelos, contribuyen a la eutrofización de ríos y lagos, embalses y regiones costeras, deterioando sus condiciones ambientales naturales y afectando negativamente a su aprovechamiento.

Un estudio reciente por Vincent Gauci de The Open University, sugiere que cantidades relativamente pequeñas de sulfato presentes en la lluvia ácida tienen una fuerte influencia en la reducción de gas metano producido por metanógenos

http://es.wikipedia.org/wiki/Lluvia_%C3%A1cida

3.3.- Concepto de Estequiometría y Cálculos. Estequimétricos con Ecuaciones Químicas.

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