SOLUCIONES
Al comienzo del curso señalamos que las soluciones son sistemas homogéneos( por lo tanto son una sóla fase), formado por mezclas de diferentes sustancias puras ( diferentes tipos de moléculas). También vimos que éstas mezclas homogéneas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.
Estos sistemas tienen una importante presencia, tanto en sistemas de materia viviente como en materia inerte y en muchos sistemas de interés técnico. Pueden ser muy complejos cuando el número de diferentes sustancias mezcladas es muy elevado o bién simples como ternarios( 3 ) y binarios (2).
Las sustancias presentes en sistemas simples se denominan:
Soluto : Componente (s) que se encuentra (n) , comparativamente, en menor proporción y
Solvente : Componente que se encuentra, comparativamente en mayor proporción.
Sin embargo, cuando una sustancia originalmente sólida es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.
Similarmente, cuando una sustancia originalmente gas es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.
Sistemas de Solubilidad infinita
El soluto y el solvente se mezclan en proporciones variables, algunas veces sin limitaciones. Los gases se mezclan entre sí sin limitaciones, los líquidos de igual polaridad o apolaridad también se mezclan sin limitaciones. Son situaciones de solubilidad infinita. El concepto de solubilidad ya ha sido presentado con anterioridad.
Sistemas Saturados
Las limitaciones aparecen con mucha claridad cuando se mezclan sustancia originalmente sólida o bién originalmente gas con líquidos. Estas situaciones límites se analizan fundamentalmente usando el concepto de solubilidad y que ahora parece oportuno volver a recordar.
La solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, puede disolverse (mezclarse) en una determinada cantidad de solvente bajo condiciones determinadas de Presión y Temperatura.
Un sistema tiene la cantidad de soluto disuelta correspondiente a la solubilidad cuando no se puede disolver en mayor cantidad aún cuando haya la sustancia en su forma original en contacto con el solvente. En estas condiciones la solución está saturada, y además hay un equilibrio entre la Sustancia original y la Sustancia disuelta. Para que una solución se considere saturada basta que la cantidad de soluto disuelto corresponda a la solubilidad haya o no tal equilibrio..
Por lo general, la solubilidad de los sólidos originales en líquidos aumenta al aumentar la Temperatura del solvente. Las variaciones de Presión no tienen gran efecto.
En cambio, la solubilidad de gases originales en líquidos crece al aumentar la Presión y disminuye al aumentar la Temperatura.
Sistemas Sobresaturados.
En algunas situaciones la cantidad de soluto disuelta es mayor que la que corresponde a la solubilidad ?, pero es una situación inestable y se conoce como sobresaturación. Se obtienen llevando al sistema a la situación de saturación a alta temperatura y se baja bruscamente la temperatura. Mientras el sistema no se estabilice se encuentra en situación de sobresaturación. El sistema vuelve a la normalidad cuando se den las condiciones cinéticas para que el soluto en exceso precipite como sólido o bién sea liberado como gas.
Sistemas Diluídos.
Son aquellos en que la cantidad de soluto disuelto es menor que la que corresponde por la Solubilidad. Son los casos más numerosos y en torno de ellos se desarrolla el tema de Soluciones y sus propiedades.
Relaciones fundamentales para el trabajo cuantitativo con soluciones.
En primer lugar, para trabajar cuantitatívamente con soluciones es preciso visualizar los componentes del sistema para asignar sin confusiones los conceptos de soluto, solvente, solución, las respectivas masas, volumenes y densidades. El siguiente gráfico puede ayudar en ese sentido:
En el gráfico anterior representamos, en amarillo, moles de partículas de una sustancia ( " soluto") antes de disolverla, se indica el N° de moles y se calcula la masa de la sustancia conociendo el Peso Molecular de la misma. Luego, representamos, en celeste, el líquido que disolverá la sustancia ( " solvente " ), se indica el volumen del líquido y se calcula su masa conociendo la densidad del líquido puro. Estos sistemas se mezclan formando la solución representada en color verde, las partículas de soluto las graficamos del color de la solución (aúnque sabemos que son invisibles), se indica un hipotético volumen de solución ( ligeramente mayor al del líquido puro) y se calculan la masa y la densidad de la solución.
Recalquemos las relaciones más importantes y hagamos algunos comentarios de importancia.
Masa de solución = Masa de soluto + Masa de solvente
Todas estas magnitudes son Extensivas pues dependen del tamaño de la solución
Obsérvese que el volumen que tiene la sustancia que va a disolverse ,en su estado original, no guarda ninguna relación con el volumen que vaya a ocupar el soluto en la solución. De allí que sea muy difícil estimar el volumen de una solución a partir de la información de las sustancias de partida. El volumen de una solución es un dato que se obtiene experimentalmente ( por medición).
Teniendo claros los conceptos de masa y volumen de solución comprendemos el concepto de:
Densidad de solución = Masa de solución / Volumen de solución
La Densidad de la solución es Intensiva, no depende del tamaño de la solución, es un cuociente de propiedades Extensivas.
LA CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES
La forma usada para caracterizar una solución, luego de especificar el soluto y el solvente, es establecer la relación entre las cantidades de ellos. Esta relación es la Concentración, que implica un cuociente entre una cantidad de soluto y una cantidad de solución, o bien de solvente. Nuevamente por ser la concentración un cuociente entre magnitudes Extensivas es una magnitud Intensiva. Se comprende el caracter intensivo de la concentración, es decir el de una magnitud propia de la solución e independiente de la cantidad de la solución, si pensamos en una bebida de fantasía que tiene siempre las mismas características (color, sabor, concentración), no importando si se adquiere en tamaño individual, mediano o familiar. De lo dicho se infiere que la concentración las soluciones es un concepto de vastísima aplicación ligado al estudio de múltiples sistemas y procesos productivos.
Existen varias formas de expresar la concentración, las mostraremos en el gráfico siguiente, indicando las ecuaciónes que las definen y mostrando un ejemplo de su cálculo con los datos del sistema ya entregados:
Un alumno perspicaz podría pensar, "¿ no bastaría con la densidad de la solución para caracterizarla...? ¿Para qué la concentración y de tantas formas ?". En cierto modo el alumno tendría razón pues existe una relación entre la densidad de una solución y la concentración de su soluto. En verdad hay razones de: 1) comodidad en la preparación de soluciones, pues como se ha dicho no se sabe el volumen que tendrá la solución, 2) es difícil medir el valor de la densidad con la prontitud o la precisión requerida y 3) existen fenómenos, que veremos más adelante, que quedan descritos por leyes cuyas expresiones usan aquellas formas especiales de concentración.
En las servitecas se mide la "concentración" del ácido sulfúrico de las baterias mediante un densímetro. La medición indica si la bateria tiene mucho o poco uso. En el capítulo de Oxido Reducción veremos que relación tiene la concentración del ácido con el uso de la bateria. El densímetro es un aparato de vidrio de forma alargada, con un lastre de peso regulado en un extremo, que se hunde más o menos en una solución según si la densidad del líquido sea baja o alta respectivamente. El método se basa en el principio de Arquímedes que todo alumno debe ya conocer y comprender.
En el trabajo de laboratorio se determina aproximádamente la concentración ( % p/p ) de las soluciones "concentradas" ( alto valor de concentración) de los reactivos más usados midiendo la densidad de la misma mediante un densímetro y recurriendo posteriormente a valores tabulados.
Por ejemplo una solución de NaOH de densidad 1,48 g/mL es 45,22 % p/p, según la siguiente tabla.
CONVERSIÓN DE UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
Una forma de conocer la comprensión y el dominio del tema de soluciones por parte de los alumnos, es plantearles una situación problemática que implique la conversión de las unidades de concentración. Se señala la concentración con una determinada modalidad y algunos otros datos y se pide la concentración en otra modalidad. La mayor dificultad por parte de los alumnos es comprender que para usar y aplicar las ecuaciones enmarcadas, ya entregadas, deben tener una solución, es decir un sistema con todas sus magnitudes extensivas definidas aúnque en un comienzo desconocidas. La información de propiedades Intensivas como la Concentración y la Densidad de la solución es fundamental para el cálculo pero las ecuaciones no operan sólo con ellas. Es preciso darse una base de cálculo que defina el tamaño de un sistema para comenzar a establecer las relaciones que sean de interés. La base de cálculo puede ser cualquiera, pero en este curso se recomienda darse un tamaño de solución dictado por el denominador de la la ecuación de definición de tal forma que el valor numérico (A) de la concentración dada sea igual al valor numérico (A) de la cantidad de soluto en la solución base de cálculo.
Esto es:
Dato inicial Concentración Ecuación de definición Base de calculo Cantidad de soluto
A % p/p % p/p = (MASAsoluto(g) / MASAsolución(g))*100 100g.solución A g.de soluto
A M M = n soluto / V (L) solución 1(L) solución A moles soluto
A m m = n soluto / MASA solvente(Kg) 1Kg. solvente A moles soluto
X soluto = A X soluto = n soluto/(nsoluto + nsolvente) (nsoluto + n solvente) =1 A moles soluto
Ejemplo:
Otro ejemplo:
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
En este punto es conveniente decir que las expresiones encerradas por marcos rojos en el gráfico de definición de unidades de concentración, además de ser la definición matemática de una determinada forma de concentración, son ecuaciones matemáticas que pueden y deben ser operadas con las reglas del Algebra. El alumno deberá ser capaz de despejar la variable que interese, establecer cadenas de ecuaciones etc. Además, el alumno deberá prestar especial atención al significado de cada una de las variables visualizándolas mentalmente junto al sistema que se trate en cada caso . Una vez más se insta al alumno en este curso a usar el Algebra y abandonar el uso de las reglas de tres, procedimiento mecánico que puede conducir a graves errores.
PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN A PARTIR DE OTRA SOLUCIÓN CONCENTRADA
A modo de ejemplo de lo que se preconiza se presenta la siguiente situación problemática de preparación de una solución a partir de una solución concentrada ( la misma solución con que se trabajó en el primer problema de conversión de unidades).
PREPARACIÓN A PARTIR DE UNA SUSTANCIA Y EL DISOLVENTE SEPARADOS
SUSTANCIA NO SOLVATADA
Otra forma de preparar soluciones, y de muy común ocurrencia, es es partiendo de la sustancia a disolver en forma pura, que se coloca en la masa requerida en un matraz aforado de volumen adecuado, y al que se agrega el líquido solvente puro hasta llegar al enrase. Este tipo de preparación hace uso sólo de las dos primeras relaciones del ejercicio anterior. ( La sustancia debe pesarse seca, sin muestras de humedad)
SUSTANCIA SOLVATADA
Muchas sustancias, especialmente sales, tienen sus moléculas rodeadas con un determinado número de moléculas de agua y se conocen como moléculas hidratadas. Las moléculas existen como complejos, es decir iones metálicos rodeados por moléculas que se les unen por enlaces de coordinación. Existe una estequiometría definida y no se trata de agua de humedad de la muestra. Un caso típico son las sales de Cu +2 que se rodean por 5 moléculas de agua formando un complejo que da coloración azul a las sales de cobre pentahidratadas. Un ejemplo concreto es el CuSO4 x 5 H2O, sulfato de cobre II pentahidrato.
La preparación de una solución acuosa de una sustancia hidratada no ofrece nuevas dificultades, el agua de hidratación pasará a formar parte del solvente que se agregará en la cantidad requerida hasta el enrase del matraz aforado. La masa de sustancia a pesar debe tomar en cuenta la masa del agua de hidratación y esto se consigue calculando el Peso Molecular Hidratado, como se indica en el ejemplo a continuación. La muestra debe ser pesada seca, sin humedad, pues como ya se ha expresado el agua de humedad no es el agua de hidratación.
LA CANTIDAD DE SOLUTO
Nunca es insistir demasiado en el trabajo con las ecuaciones de definición como expresiones algebraicas. En varias ocasiones ya hemos determinado la cantidad de moles de soluto que teóricamente debe tener una solución para cumplir los requisitos de Molaridad y Volumen de solución. Utilizamos la expresión:
n soluto = M * Vsolución(L) ; que se deriva de la definición de Molaridad.
Así también podríamos utilizar las fórmulas:
n soluto = m * MASA solvente (Kg) que se deriva de la definición de molalidad,
MASA soluto (g) = (% p/p * MASA solución (g)) / 100 que se deriva de la definición de % p/p etc.
Ejemplo:
De las ecuaciones anteriores, la más importante, por ser la de más corriente aparición es: n soluto = M * V solución (L); esta ecuación la encontraremos más adelante constituyendo parte fundamental en ecuaciones de procesos de dilución, evaporación de solvente, mezcla de soluciones y Titulación.
CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN POR VARIACIÓN DE LA CANTIDAD DE SOLVENTE
Se trata de operaciones de manejo de soluciones en que la cantidad de soluto permanece constante.
Cuándo a una solución se le agrega solvente, la concentración disminuye a otro valor, cuanto menor mientras mayor sea la cantidad de solvente agregado. El proceso se llama "dilución".
Si por el contrario, a una solución se le quita cierta cantidad de solvente, por evaporación, la concentración se incrementa proporcionalmente a la cantidad de solvente evaporado. La acción de aumentar la concentración por evaporación del solvente se llama "concentrar"
¿Cómo se obtiene la relación que describe estos procesos? Se expresa la cantidad de soluto al comienzo y también al final, como la cantidad de soluto se conserva se igualan las expresiones, apareciendo la relación que liga las concentraciones y las cantidades de solución, iniciales y finales.
M i * V i = M f * V f
Apliquemos la ecuación al siguiente ejemplo:
MEZCLA DE SOLUCIONES
Seguir las cantidades de soluto es también la clave para resolver problemas de mezcla de soluciones.
Ejemplo:
PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN MÁS DILUIDA A PARTIR DE OTRA DE BAJA CONCENTRACIÓN.
Otra forma de preparar soluciones es por "dilución" de una más "concentrada". Se toma un determinado volumen de la solución más concentrada con una pipeta y se vacía en un matraz aforado de capacidad adecuada.
Nuevamente el cálculo se basa en el hecho que la cantidad de soluto es la misma, antes y después de diluir.
Al comienzo del curso señalamos que las soluciones son sistemas homogéneos( por lo tanto son una sóla fase), formado por mezclas de diferentes sustancias puras ( diferentes tipos de moléculas). También vimos que éstas mezclas homogéneas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.
Estos sistemas tienen una importante presencia, tanto en sistemas de materia viviente como en materia inerte y en muchos sistemas de interés técnico. Pueden ser muy complejos cuando el número de diferentes sustancias mezcladas es muy elevado o bién simples como ternarios( 3 ) y binarios (2).
Las sustancias presentes en sistemas simples se denominan:
Soluto : Componente (s) que se encuentra (n) , comparativamente, en menor proporción y
Solvente : Componente que se encuentra, comparativamente en mayor proporción.
Sin embargo, cuando una sustancia originalmente sólida es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.
Similarmente, cuando una sustancia originalmente gas es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.
Sistemas de Solubilidad infinita
El soluto y el solvente se mezclan en proporciones variables, algunas veces sin limitaciones. Los gases se mezclan entre sí sin limitaciones, los líquidos de igual polaridad o apolaridad también se mezclan sin limitaciones. Son situaciones de solubilidad infinita. El concepto de solubilidad ya ha sido presentado con anterioridad.
Sistemas Saturados
Las limitaciones aparecen con mucha claridad cuando se mezclan sustancia originalmente sólida o bién originalmente gas con líquidos. Estas situaciones límites se analizan fundamentalmente usando el concepto de solubilidad y que ahora parece oportuno volver a recordar.
La solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, puede disolverse (mezclarse) en una determinada cantidad de solvente bajo condiciones determinadas de Presión y Temperatura.
Un sistema tiene la cantidad de soluto disuelta correspondiente a la solubilidad cuando no se puede disolver en mayor cantidad aún cuando haya la sustancia en su forma original en contacto con el solvente. En estas condiciones la solución está saturada, y además hay un equilibrio entre la Sustancia original y la Sustancia disuelta. Para que una solución se considere saturada basta que la cantidad de soluto disuelto corresponda a la solubilidad haya o no tal equilibrio..
Por lo general, la solubilidad de los sólidos originales en líquidos aumenta al aumentar la Temperatura del solvente. Las variaciones de Presión no tienen gran efecto.
En cambio, la solubilidad de gases originales en líquidos crece al aumentar la Presión y disminuye al aumentar la Temperatura.
Sistemas Sobresaturados.
En algunas situaciones la cantidad de soluto disuelta es mayor que la que corresponde a la solubilidad ?, pero es una situación inestable y se conoce como sobresaturación. Se obtienen llevando al sistema a la situación de saturación a alta temperatura y se baja bruscamente la temperatura. Mientras el sistema no se estabilice se encuentra en situación de sobresaturación. El sistema vuelve a la normalidad cuando se den las condiciones cinéticas para que el soluto en exceso precipite como sólido o bién sea liberado como gas.
Sistemas Diluídos.
Son aquellos en que la cantidad de soluto disuelto es menor que la que corresponde por la Solubilidad. Son los casos más numerosos y en torno de ellos se desarrolla el tema de Soluciones y sus propiedades.
Relaciones fundamentales para el trabajo cuantitativo con soluciones.
En primer lugar, para trabajar cuantitatívamente con soluciones es preciso visualizar los componentes del sistema para asignar sin confusiones los conceptos de soluto, solvente, solución, las respectivas masas, volumenes y densidades. El siguiente gráfico puede ayudar en ese sentido:
En el gráfico anterior representamos, en amarillo, moles de partículas de una sustancia ( " soluto") antes de disolverla, se indica el N° de moles y se calcula la masa de la sustancia conociendo el Peso Molecular de la misma. Luego, representamos, en celeste, el líquido que disolverá la sustancia ( " solvente " ), se indica el volumen del líquido y se calcula su masa conociendo la densidad del líquido puro. Estos sistemas se mezclan formando la solución representada en color verde, las partículas de soluto las graficamos del color de la solución (aúnque sabemos que son invisibles), se indica un hipotético volumen de solución ( ligeramente mayor al del líquido puro) y se calculan la masa y la densidad de la solución.
Recalquemos las relaciones más importantes y hagamos algunos comentarios de importancia.
Masa de solución = Masa de soluto + Masa de solvente
Todas estas magnitudes son Extensivas pues dependen del tamaño de la solución
Obsérvese que el volumen que tiene la sustancia que va a disolverse ,en su estado original, no guarda ninguna relación con el volumen que vaya a ocupar el soluto en la solución. De allí que sea muy difícil estimar el volumen de una solución a partir de la información de las sustancias de partida. El volumen de una solución es un dato que se obtiene experimentalmente ( por medición).
Teniendo claros los conceptos de masa y volumen de solución comprendemos el concepto de:
Densidad de solución = Masa de solución / Volumen de solución
La Densidad de la solución es Intensiva, no depende del tamaño de la solución, es un cuociente de propiedades Extensivas.
LA CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES
La forma usada para caracterizar una solución, luego de especificar el soluto y el solvente, es establecer la relación entre las cantidades de ellos. Esta relación es la Concentración, que implica un cuociente entre una cantidad de soluto y una cantidad de solución, o bien de solvente. Nuevamente por ser la concentración un cuociente entre magnitudes Extensivas es una magnitud Intensiva. Se comprende el caracter intensivo de la concentración, es decir el de una magnitud propia de la solución e independiente de la cantidad de la solución, si pensamos en una bebida de fantasía que tiene siempre las mismas características (color, sabor, concentración), no importando si se adquiere en tamaño individual, mediano o familiar. De lo dicho se infiere que la concentración las soluciones es un concepto de vastísima aplicación ligado al estudio de múltiples sistemas y procesos productivos.
Existen varias formas de expresar la concentración, las mostraremos en el gráfico siguiente, indicando las ecuaciónes que las definen y mostrando un ejemplo de su cálculo con los datos del sistema ya entregados:
Un alumno perspicaz podría pensar, "¿ no bastaría con la densidad de la solución para caracterizarla...? ¿Para qué la concentración y de tantas formas ?". En cierto modo el alumno tendría razón pues existe una relación entre la densidad de una solución y la concentración de su soluto. En verdad hay razones de: 1) comodidad en la preparación de soluciones, pues como se ha dicho no se sabe el volumen que tendrá la solución, 2) es difícil medir el valor de la densidad con la prontitud o la precisión requerida y 3) existen fenómenos, que veremos más adelante, que quedan descritos por leyes cuyas expresiones usan aquellas formas especiales de concentración.
En las servitecas se mide la "concentración" del ácido sulfúrico de las baterias mediante un densímetro. La medición indica si la bateria tiene mucho o poco uso. En el capítulo de Oxido Reducción veremos que relación tiene la concentración del ácido con el uso de la bateria. El densímetro es un aparato de vidrio de forma alargada, con un lastre de peso regulado en un extremo, que se hunde más o menos en una solución según si la densidad del líquido sea baja o alta respectivamente. El método se basa en el principio de Arquímedes que todo alumno debe ya conocer y comprender.
En el trabajo de laboratorio se determina aproximádamente la concentración ( % p/p ) de las soluciones "concentradas" ( alto valor de concentración) de los reactivos más usados midiendo la densidad de la misma mediante un densímetro y recurriendo posteriormente a valores tabulados.
Por ejemplo una solución de NaOH de densidad 1,48 g/mL es 45,22 % p/p, según la siguiente tabla.
CONVERSIÓN DE UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
Una forma de conocer la comprensión y el dominio del tema de soluciones por parte de los alumnos, es plantearles una situación problemática que implique la conversión de las unidades de concentración. Se señala la concentración con una determinada modalidad y algunos otros datos y se pide la concentración en otra modalidad. La mayor dificultad por parte de los alumnos es comprender que para usar y aplicar las ecuaciones enmarcadas, ya entregadas, deben tener una solución, es decir un sistema con todas sus magnitudes extensivas definidas aúnque en un comienzo desconocidas. La información de propiedades Intensivas como la Concentración y la Densidad de la solución es fundamental para el cálculo pero las ecuaciones no operan sólo con ellas. Es preciso darse una base de cálculo que defina el tamaño de un sistema para comenzar a establecer las relaciones que sean de interés. La base de cálculo puede ser cualquiera, pero en este curso se recomienda darse un tamaño de solución dictado por el denominador de la la ecuación de definición de tal forma que el valor numérico (A) de la concentración dada sea igual al valor numérico (A) de la cantidad de soluto en la solución base de cálculo.
Esto es:
Dato inicial Concentración Ecuación de definición Base de calculo Cantidad de soluto
A % p/p % p/p = (MASAsoluto(g) / MASAsolución(g))*100 100g.solución A g.de soluto
A M M = n soluto / V (L) solución 1(L) solución A moles soluto
A m m = n soluto / MASA solvente(Kg) 1Kg. solvente A moles soluto
X soluto = A X soluto = n soluto/(nsoluto + nsolvente) (nsoluto + n solvente) =1 A moles soluto
Ejemplo:
Otro ejemplo:
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
En este punto es conveniente decir que las expresiones encerradas por marcos rojos en el gráfico de definición de unidades de concentración, además de ser la definición matemática de una determinada forma de concentración, son ecuaciones matemáticas que pueden y deben ser operadas con las reglas del Algebra. El alumno deberá ser capaz de despejar la variable que interese, establecer cadenas de ecuaciones etc. Además, el alumno deberá prestar especial atención al significado de cada una de las variables visualizándolas mentalmente junto al sistema que se trate en cada caso . Una vez más se insta al alumno en este curso a usar el Algebra y abandonar el uso de las reglas de tres, procedimiento mecánico que puede conducir a graves errores.
PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN A PARTIR DE OTRA SOLUCIÓN CONCENTRADA
A modo de ejemplo de lo que se preconiza se presenta la siguiente situación problemática de preparación de una solución a partir de una solución concentrada ( la misma solución con que se trabajó en el primer problema de conversión de unidades).
PREPARACIÓN A PARTIR DE UNA SUSTANCIA Y EL DISOLVENTE SEPARADOS
SUSTANCIA NO SOLVATADA
Otra forma de preparar soluciones, y de muy común ocurrencia, es es partiendo de la sustancia a disolver en forma pura, que se coloca en la masa requerida en un matraz aforado de volumen adecuado, y al que se agrega el líquido solvente puro hasta llegar al enrase. Este tipo de preparación hace uso sólo de las dos primeras relaciones del ejercicio anterior. ( La sustancia debe pesarse seca, sin muestras de humedad)
SUSTANCIA SOLVATADA
Muchas sustancias, especialmente sales, tienen sus moléculas rodeadas con un determinado número de moléculas de agua y se conocen como moléculas hidratadas. Las moléculas existen como complejos, es decir iones metálicos rodeados por moléculas que se les unen por enlaces de coordinación. Existe una estequiometría definida y no se trata de agua de humedad de la muestra. Un caso típico son las sales de Cu +2 que se rodean por 5 moléculas de agua formando un complejo que da coloración azul a las sales de cobre pentahidratadas. Un ejemplo concreto es el CuSO4 x 5 H2O, sulfato de cobre II pentahidrato.
La preparación de una solución acuosa de una sustancia hidratada no ofrece nuevas dificultades, el agua de hidratación pasará a formar parte del solvente que se agregará en la cantidad requerida hasta el enrase del matraz aforado. La masa de sustancia a pesar debe tomar en cuenta la masa del agua de hidratación y esto se consigue calculando el Peso Molecular Hidratado, como se indica en el ejemplo a continuación. La muestra debe ser pesada seca, sin humedad, pues como ya se ha expresado el agua de humedad no es el agua de hidratación.
LA CANTIDAD DE SOLUTO
Nunca es insistir demasiado en el trabajo con las ecuaciones de definición como expresiones algebraicas. En varias ocasiones ya hemos determinado la cantidad de moles de soluto que teóricamente debe tener una solución para cumplir los requisitos de Molaridad y Volumen de solución. Utilizamos la expresión:
n soluto = M * Vsolución(L) ; que se deriva de la definición de Molaridad.
Así también podríamos utilizar las fórmulas:
n soluto = m * MASA solvente (Kg) que se deriva de la definición de molalidad,
MASA soluto (g) = (% p/p * MASA solución (g)) / 100 que se deriva de la definición de % p/p etc.
Ejemplo:
De las ecuaciones anteriores, la más importante, por ser la de más corriente aparición es: n soluto = M * V solución (L); esta ecuación la encontraremos más adelante constituyendo parte fundamental en ecuaciones de procesos de dilución, evaporación de solvente, mezcla de soluciones y Titulación.
CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN POR VARIACIÓN DE LA CANTIDAD DE SOLVENTE
Se trata de operaciones de manejo de soluciones en que la cantidad de soluto permanece constante.
Cuándo a una solución se le agrega solvente, la concentración disminuye a otro valor, cuanto menor mientras mayor sea la cantidad de solvente agregado. El proceso se llama "dilución".
Si por el contrario, a una solución se le quita cierta cantidad de solvente, por evaporación, la concentración se incrementa proporcionalmente a la cantidad de solvente evaporado. La acción de aumentar la concentración por evaporación del solvente se llama "concentrar"
¿Cómo se obtiene la relación que describe estos procesos? Se expresa la cantidad de soluto al comienzo y también al final, como la cantidad de soluto se conserva se igualan las expresiones, apareciendo la relación que liga las concentraciones y las cantidades de solución, iniciales y finales.
M i * V i = M f * V f
Apliquemos la ecuación al siguiente ejemplo:
MEZCLA DE SOLUCIONES
Seguir las cantidades de soluto es también la clave para resolver problemas de mezcla de soluciones.
Ejemplo:
PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN MÁS DILUIDA A PARTIR DE OTRA DE BAJA CONCENTRACIÓN.
Otra forma de preparar soluciones es por "dilución" de una más "concentrada". Se toma un determinado volumen de la solución más concentrada con una pipeta y se vacía en un matraz aforado de capacidad adecuada.
Nuevamente el cálculo se basa en el hecho que la cantidad de soluto es la misma, antes y después de diluir.
miércoles 9 de junio de 2010
Unidad 7
EL CONCEPTO DE MOL Y SUS APLICACIONES
Hemos estudiado a la materia en su dimensión submicroscópica, es decir la realidad de átomos y moléculas. Hemos profundizado el estudio de tal forma que incluso hemos comprendido el comportamiento de las propiedades fisico químicas de sustancias puras, éstas, perfectamente perceptibles y medibles en una dimensión macroscópica ( de laboratorio o industria ).
A esta altura de nuestro estudio reconocemos, que en la dimensión macroscópica, no hemos desarrollado las herramientas para trabajar con las sustancias desde el punto de vista cuantitativo, esto es, trabajar con cantidades (masas) definidas de las sustancias que participan en los fenómenos químicos.
No obstante lo expresado, cuando hablamos al comienzo del curso del Peso Relativo de los Atomos o bien del cálculo del Peso Atómico a partir de mezclas de isótopos algo muy importante avanzábamos en el sentido del trabajo cuantitativo. En efecto, cuando determinábamos aquellas magnitudes siempre estaba presente el hecho que comparábamos una misma cantidad de atomos de cada elemento.
La Química cuantitativa comienza con la pregunta fundamental.
¿ Qué cantidad de átomos del elemento hay en el Peso Atómico del elemento expresado en gramos?
Daremos la respuesta más simple, en base a un experimento también simple esquematizado en el siguiente gráfico.
Aprovechamos la doble circunstancia que la radiación alfa está constituída por nucleos de Helio, el primero de los gases nobles, cuyo Peso Atómico se ha determinado igual a 4,0026 y que podemos medir la cantidad de núcleos que en la radiación pasan a través del detector de un Contador Geiger.
Colectamos 4,0026 gr. de Helio y leemos en el contador la cantidad de núcleos detectados y luego transformados en átomos. Hemos colectado 6,023. 10 23 átomos de Helio. Esta es la respuesta, válida para todos los elementos, a la pregunta formulada:
En el Peso Atómico de un elemento expresado en gramos existen 6,023 .10 23 átomos del Elemento.
Si pesaramos en la balanza de una confitería 51 de gramos de virutas de vanadio metálico estaríamos pesando aproximádamente 6,023 10 23 átomos de vanadio puesto que el Peso Atómico de ese metal se ha determinado como igual a 50,94.
El valor 6,023 1023 fué determinado por Avogadro mediante cálculos estadísticos acerca de sistemas gaseosos y de ahí que se reconoce como el Número de Avogadro ( N ).
N = 6,023 .10 23
Este valor pasa a ser de importancia central en la química cuantitativa y es la base de la definición del concepto de mol
DEFINICIÓN DE MOL
Un Mol es 6,023 10 23 unidades.
Así el mol pasa a ser una forma adecuada de medir cantidades de partículas de la química, como recién lo dijimos, podemos medir cómodamente un mol de átomos de Vanadio o un mol de átomos de cualquier otro elemento en la balanza de una confitería.
Pero el Número de Avogadro de átomos es una cantidad tan grande de átomos o bién los átomos son tan pequeños y livianos que son magnitudes que desafían nuestra imaginación. Según nos hizo notar recientemente un colega, si tuvieramos una hilera de 1 mol de hormigas de 1mm cada una separadas cada una de la precedente por una distancia también de 1mm, la longitud de la hilera cubriría 1,2046 10 18 Km. Tal hilera cubriría mil doscientos setenta y ocho millones de veces la trayectoria circular de la Tierra alrededor del Sol.
NUEVA DEFINICIÓN DE PESO ATOMICO
El Peso Atómico de un elemento ( A r ) es la masa de un mol de átomos de tal elemento expresada gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de átomos
Es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos del siguiente triángulo de conceptos.
EL MOL DE MOLECULAS
Volvamos a nuestra experiencia de recolección de Helio puesto que podemos sacar mucho más provecho de ella y coloquemos a nuestro sistema en situación comparativa con otros.
Recordemos que nuestra muestra de Helio gaseoso ocupa un volumen de 22,4 Litros medidos en TPE y hay en ella N átomos, que son también N moléculas, pues el Helio tiene la molécula monoatómica. ( He1 )
Tomemos idéntico volumen de otros gases por ejemplo cloro gasoso ( Cl2 ) y de metano ( CH4 ) medidos también en TPE. De acuerdo a lo establecido por Avogadro en su célebre hipótesis, en los tres sistemas hay igual número de moléculas. Esto quiere decir que en cada uno de los tres casos hay N moléculas. También quiere decir que en cada uno de los casos nos encontramos frente a un mol de moléculas de cada gas.
Podemos generalizar:
Un mol de moléculas de cualquier gas medido en TPE. ocupa un volumen de 22,4 Litros.
Recién hemos definido que la masa expresada en gramos de un mol de átomos es el Peso Atómico.
Ahora..... ¿Cuál es la masa expresada en gramos de 1 mol de moléculas? La respuesta a esta pregunta nos lleva a otra definición:
DEFINICIÓN DE PESO MOLECULAR
El Peso Molecular ( M r ) de una sustancia es la masa de un mol de moléculas de tal sustancia expresada en gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de moléculas
Otra vez es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos de este nuevo triángulo de conceptos.
INTRODUCCIÓN A UNA REPRESENTACIÓN GRÁFICA
DE MOLES DE ATOMOS Y MOLES DE MOLÉCULAS
Respecto de los volumenes de gases colectados, tres formas de preguntar lo mismo:
¿Cuál es la masa de un mol de moléculas de cada uno de los gases?
¿ Cuál es el Peso Molecular de cada uno de los gases?
¿Cuánto pesan N moléculas de cada uno de los gases?
Veamos los casos de uno en uno..
En el primer recipiente hay N átomos de Helio, esto es un mol de átomos de Helio que pesa el Ar He = 4,0026 g /mol y puesto que, en este caso la molécula es monoatómica ( He1), son también N moléculas de helio o sea un mol de moléculas. Luego el M r He , el peso de un mol de moléculas, es también igual a 4,0026 g/mol.
Observemos que en este caso, a nivel submicroscópico, una molécula es un átomo y que a nivel macroscópico un mol de moléculas es un mol de átomos. Ambos niveles los representamos graficamente, dibujamos el átomo o molécula de Helio para el nivel submicroscópico y para el nivel macroscópico representamos gráficamente el mol de átomos o mol de moléculas como una ampliación de lo submicroscópico
En el caso del segundo recipiente, cada molécula de Cl2 está formada por 2 átomos de Cloro. Luego las N moleculas de Cl2 corresponden a 2N átomos de Cloro y la masa de estas será 2 veces la masa de N átomos de cloro, dos veces el Ar Cl =35,5 g. Por lo tanto El Mr Cl 2 = 71 g/mol
Observamos en las representaciones gráficas de este caso que, a nivel submicroscópico una molécula está formada por dos átomos y que a nivel macroscópico (ampliación) un mol de moléculas está formado por dos moles de átomos.
Para el tercer recipiente las N moléculas de metano ( CH4 ) pesaran la suma de N atomos de carbono más lo que pesan 4N atomos de hidrógeno. Esto es la suma de una vez el Ar C = 12 más 4 veces el Ar H = 1. Por lo tanto el Mr CH4 = 1*12 + 4*1 = 16 g/mol.
Aquí observamos en las representaciones gráficas que, a nivel submicroscópico una molécula está formada por un átomo de C y cuatro átomos de H y que a nivel macroscópico (ampliación) un mol de moléculas está formado por un mol de átomos de C y cuatro moles de átomos de H.
CALCULO DEL PESO MOLECULAR
Generalizando, si una Sustancia tiene por Fórmula AaBbCc........
A nivel submicroscópico su molécula está formada por a átomos de A, b átomos de B y c átomos de C etc...
y a nivel macroscópico el mol de moléculas está formada por a moles de átomos de A, b moles de átomos de B y c moles de átomos átomos de C etc... y de allí que el Peso Molecular se calcule con la siguiente fórmula.
Mr AaBbCc........ = a * Ar A + b * Ar B + c * Ar C +........
¿Cuánto vale el Peso molecular del Cloroformo CHCl3?
Mr CHCl3 = 1 *12 + 1 * 1 + 3 * 35,5 = 119,5 g/mol
También podemos generalizar importantes conceptos acerca de un doble significado, a nivel submicroscópico y a nivel macroscópico, de la notación química de Símbolos, Fórmulas y Ecuaciones.
Presentaremos este doble significado valiéndonos de representaciones gráficas para las entidades submicroscópicas y las representaciones gráficas ampliadas para los conceptos (de moles) usados a nivel macroscópico.
NOTACIÓN QUÍMICA
Nivel Submicrocópico Nivel Macroscópico
SÍMBOLO
1 átomo 1 mol de átomos
FÓRMULA
1 molécula 1 mol de moléculas
ECUACIÓN
1 reordenamiento
1 mol de reordenamientos
TRABAJO CON FRACCIONES DE MOLES
EJERCICIO DE PRESENTACIÓN DE RELACIONES DE CALCULO
Dados 0,16 g. de metano gaseoso ( CH4 ).
¿Cuántos moles de moléculas son? Ar C = 12 ; Ar H = 1
M r = 1 * 12 + 4 * 1 = 16 (g/mol)
n = N° moles de moléculas Sustancia = masa Sustancia / M r Sustancia =
= 0,16 (g) / 16 (g/mol) = 0,01 moles de moléculas.
¿ Cuántas moléculas de metano son?
N° de moléculas Sustancia = N° de moles de moléculas Sustancia* N =
= 0,01 (moles) * 6,023.1023 (moléculas/mol) = 6,023. 1021 (moléculas )
¿Cuántos átomos de carbono y cuántos átomos de hidrógeno?
N° de átomos Elemento = N° moléculas Sustancia * Atomicidad Elemento
N° de átomos C = 6,023. 1021 (moléculas ) 1 (átomo/molécula) = 6,023. 1021 átomos C
N° de átomos H = 6,023. 1021 (moléculas ) 4 (átomo/molécula) = 24,092. 1021 átomos H
¿ Cuántos moles de átomos de carbono y cuántos moles de átomos de hidrógeno?
N° de moles de átomos Elemento= N° de moles de moléculasSustancia* Atomicidad Elemento
N° de moles de átomos C = 0,01 ( moles de moléculas)* 1( mol de átomos/mol de moléculas)
= 0,01 (moles de átomos de C)
N° de moles de átomos H = 0,01 ( moles de moléculas)* 4( mol de átomos/mol de moléculas)
= 0,04 (moles de átomos de C)
Otra forma de calcular el número de átomos:
N° de átomos Elemento = N° de moles de átomos Elemento * N
N° de átomos C = 0,01 moles de átomos C * 6,023. 1023 (átomos/mol) = 6,023. 1021 átomos C
N° de átomos H = 0,04 moles de átomos H * 6,023. 1023 (átomos/mol) = 24,092. 1021 átomos H
¿Cuántos gramos de carbono y cuántos gramos de hidrógeno?
masa Elemento = N° de moles de átomos Elemento * A r Elemento
masa C = 0,01 moles de átomos C * 12 g/mol = 0,12 g C
masa H = 0,04 moles de átomos H * 1 g/mol = 0,04 g H
¿ Cuál es la composición porcentual en peso de cada elemento?
% Elemento = (masa Elemento/ masaSustancia ) 100
% C = (0,12 / 0,16 ) 100 = 75 %
% H = (0,04/ 0,16 ) 100 = 25 %
PROPIEDADES INTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor no depende del tamaño del mismo, es decir son independientes de la masa del sistema.
PROPIEDADES EXTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor sí depende del tamaño del mismo, es decir son dependientes de la masa del sistema.
La composición de un sistema expresada en % en peso es una magnitud INTENSIVA.
Una magnitud intensiva debe poder calcularse con una relación independiente del tamaño del sistema.
% Elemento = (Atomicidad Elemento A r Elemento / M r Sustancia )*100
% C = ( 1 * 12 / 16 )100 = 75 %
% H = ( 4 * 1 / 16 )100 = 25 %
¿Cuál es el volumen del sistema en TPE.?
Volumen Gas TPE = N° de moles de moléculas 22,4 (L/mol)
Volumen Gas TPE = 0,01 (moles) * 22,4 (L/mol) = 0,224 (L)
¿ Cuál es la densidad del sistema a TPE.?
Densidad = masa / Volumen
Densidad = masa / Volumen = 0,16 (g) / 0,224 (L) = 0,714 (g/L)
La densidad es una propiedad intensiva, que depende sólo de la Presión y la Temperatura luego:
Densidad Gas TPE = M r / 22,4
Densidad Gas TPE = 16 (g/mol) / 22,4 (L/mol) = 0,714 (g/L)
¿Cuál sería el valor del volumen del sistema y el valor de su densidad si las condiciones de Presión y Temperatura fueran cualesquieras otras, distintas de TPE?
LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES.
Para dar adecuada respuesta a la pregunta planteada es necesario averiguar las relaciones matemáticas que expresan el comportamiento de las distintas variables que determinan el estado de un sistema gaseoso. Un sistema gaseoso se encuentra en un estado definido cuando, además de precisarse la naturaleza del gas, se conocen tres de las siguientes cuatro variables:
n = Número de moles, V = Volumen, P = Presión y t = temperatura.
Para comenzar el estudio de las relaciones es conveniente definir el Volumen Molar
Volumen Molar = V = V / n (L/mol)
Ley de Boyle
Volumen Molar vs. Presión
Ley de Charles
Volumen Molar vs. temperatura
Ambas leyes se pueden agrupar en una sóla expresión:
(V P) /( n T) = k1 k2 = R = 22,4 (L)*1 (atm) /1 (mol)* 273,16 ( °K) = 0,082 (L atm / mol °K)
Esta relación corresponde a la a Ecuación de Estado de los Gases Ideales cuya expresión más común es :
PV = n R T donde R = 0,082 (L atm / mol °K)
Esta relación es aplicable a los gases reales dentro de márgenes no extremos de Presión y temperatura.
Reiterando la pregunta: ¿Cuál sería el valor del volumen del sistema y el valor de su densidad si las condiciones de Presión y Temperatura fueran cualesquieras otras, distintas de TPE?
¿Si por ejemplo la muestra de metano estuviera a 100 °C y 1000 mmHg. (1atm = 760 mmHg)?
V = nRT/P = 0,01(mol) 0,082 (L atm / mol °K) 373,16 °K / (1000 mmHg / 760 mmHg/atm) = 0,232 (L)
densidad P,T = masa / Volumen = 0,16 (g) / 0,232 ( L ) = 0,69 ( g / L )
Pero como ya hemos establecido, la densidad es una propiedad intensiva y debería poder calcularse de datos independientes del tamaño del sistema.
densidad P,T = masa / Volumen = n M r / ( n R T / P) = Mr P / R T
densidad P,T =
=16 ( g/mol)* (1000 (mmHg) / 760 (mmHg/atm)) / 0,082 (L atm / mol °K)* 373,16 °K =
= 0,69 ( g / L )
Hemos estudiado a la materia en su dimensión submicroscópica, es decir la realidad de átomos y moléculas. Hemos profundizado el estudio de tal forma que incluso hemos comprendido el comportamiento de las propiedades fisico químicas de sustancias puras, éstas, perfectamente perceptibles y medibles en una dimensión macroscópica ( de laboratorio o industria ).
A esta altura de nuestro estudio reconocemos, que en la dimensión macroscópica, no hemos desarrollado las herramientas para trabajar con las sustancias desde el punto de vista cuantitativo, esto es, trabajar con cantidades (masas) definidas de las sustancias que participan en los fenómenos químicos.
No obstante lo expresado, cuando hablamos al comienzo del curso del Peso Relativo de los Atomos o bien del cálculo del Peso Atómico a partir de mezclas de isótopos algo muy importante avanzábamos en el sentido del trabajo cuantitativo. En efecto, cuando determinábamos aquellas magnitudes siempre estaba presente el hecho que comparábamos una misma cantidad de atomos de cada elemento.
La Química cuantitativa comienza con la pregunta fundamental.
¿ Qué cantidad de átomos del elemento hay en el Peso Atómico del elemento expresado en gramos?
Daremos la respuesta más simple, en base a un experimento también simple esquematizado en el siguiente gráfico.
Aprovechamos la doble circunstancia que la radiación alfa está constituída por nucleos de Helio, el primero de los gases nobles, cuyo Peso Atómico se ha determinado igual a 4,0026 y que podemos medir la cantidad de núcleos que en la radiación pasan a través del detector de un Contador Geiger.
Colectamos 4,0026 gr. de Helio y leemos en el contador la cantidad de núcleos detectados y luego transformados en átomos. Hemos colectado 6,023. 10 23 átomos de Helio. Esta es la respuesta, válida para todos los elementos, a la pregunta formulada:
En el Peso Atómico de un elemento expresado en gramos existen 6,023 .10 23 átomos del Elemento.
Si pesaramos en la balanza de una confitería 51 de gramos de virutas de vanadio metálico estaríamos pesando aproximádamente 6,023 10 23 átomos de vanadio puesto que el Peso Atómico de ese metal se ha determinado como igual a 50,94.
El valor 6,023 1023 fué determinado por Avogadro mediante cálculos estadísticos acerca de sistemas gaseosos y de ahí que se reconoce como el Número de Avogadro ( N ).
N = 6,023 .10 23
Este valor pasa a ser de importancia central en la química cuantitativa y es la base de la definición del concepto de mol
DEFINICIÓN DE MOL
Un Mol es 6,023 10 23 unidades.
Así el mol pasa a ser una forma adecuada de medir cantidades de partículas de la química, como recién lo dijimos, podemos medir cómodamente un mol de átomos de Vanadio o un mol de átomos de cualquier otro elemento en la balanza de una confitería.
Pero el Número de Avogadro de átomos es una cantidad tan grande de átomos o bién los átomos son tan pequeños y livianos que son magnitudes que desafían nuestra imaginación. Según nos hizo notar recientemente un colega, si tuvieramos una hilera de 1 mol de hormigas de 1mm cada una separadas cada una de la precedente por una distancia también de 1mm, la longitud de la hilera cubriría 1,2046 10 18 Km. Tal hilera cubriría mil doscientos setenta y ocho millones de veces la trayectoria circular de la Tierra alrededor del Sol.
NUEVA DEFINICIÓN DE PESO ATOMICO
El Peso Atómico de un elemento ( A r ) es la masa de un mol de átomos de tal elemento expresada gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de átomos
Es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos del siguiente triángulo de conceptos.
EL MOL DE MOLECULAS
Volvamos a nuestra experiencia de recolección de Helio puesto que podemos sacar mucho más provecho de ella y coloquemos a nuestro sistema en situación comparativa con otros.
Recordemos que nuestra muestra de Helio gaseoso ocupa un volumen de 22,4 Litros medidos en TPE y hay en ella N átomos, que son también N moléculas, pues el Helio tiene la molécula monoatómica. ( He1 )
Tomemos idéntico volumen de otros gases por ejemplo cloro gasoso ( Cl2 ) y de metano ( CH4 ) medidos también en TPE. De acuerdo a lo establecido por Avogadro en su célebre hipótesis, en los tres sistemas hay igual número de moléculas. Esto quiere decir que en cada uno de los tres casos hay N moléculas. También quiere decir que en cada uno de los casos nos encontramos frente a un mol de moléculas de cada gas.
Podemos generalizar:
Un mol de moléculas de cualquier gas medido en TPE. ocupa un volumen de 22,4 Litros.
Recién hemos definido que la masa expresada en gramos de un mol de átomos es el Peso Atómico.
Ahora..... ¿Cuál es la masa expresada en gramos de 1 mol de moléculas? La respuesta a esta pregunta nos lleva a otra definición:
DEFINICIÓN DE PESO MOLECULAR
El Peso Molecular ( M r ) de una sustancia es la masa de un mol de moléculas de tal sustancia expresada en gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de moléculas
Otra vez es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos de este nuevo triángulo de conceptos.
INTRODUCCIÓN A UNA REPRESENTACIÓN GRÁFICA
DE MOLES DE ATOMOS Y MOLES DE MOLÉCULAS
Respecto de los volumenes de gases colectados, tres formas de preguntar lo mismo:
¿Cuál es la masa de un mol de moléculas de cada uno de los gases?
¿ Cuál es el Peso Molecular de cada uno de los gases?
¿Cuánto pesan N moléculas de cada uno de los gases?
Veamos los casos de uno en uno..
En el primer recipiente hay N átomos de Helio, esto es un mol de átomos de Helio que pesa el Ar He = 4,0026 g /mol y puesto que, en este caso la molécula es monoatómica ( He1), son también N moléculas de helio o sea un mol de moléculas. Luego el M r He , el peso de un mol de moléculas, es también igual a 4,0026 g/mol.
Observemos que en este caso, a nivel submicroscópico, una molécula es un átomo y que a nivel macroscópico un mol de moléculas es un mol de átomos. Ambos niveles los representamos graficamente, dibujamos el átomo o molécula de Helio para el nivel submicroscópico y para el nivel macroscópico representamos gráficamente el mol de átomos o mol de moléculas como una ampliación de lo submicroscópico
En el caso del segundo recipiente, cada molécula de Cl2 está formada por 2 átomos de Cloro. Luego las N moleculas de Cl2 corresponden a 2N átomos de Cloro y la masa de estas será 2 veces la masa de N átomos de cloro, dos veces el Ar Cl =35,5 g. Por lo tanto El Mr Cl 2 = 71 g/mol
Observamos en las representaciones gráficas de este caso que, a nivel submicroscópico una molécula está formada por dos átomos y que a nivel macroscópico (ampliación) un mol de moléculas está formado por dos moles de átomos.
Para el tercer recipiente las N moléculas de metano ( CH4 ) pesaran la suma de N atomos de carbono más lo que pesan 4N atomos de hidrógeno. Esto es la suma de una vez el Ar C = 12 más 4 veces el Ar H = 1. Por lo tanto el Mr CH4 = 1*12 + 4*1 = 16 g/mol.
Aquí observamos en las representaciones gráficas que, a nivel submicroscópico una molécula está formada por un átomo de C y cuatro átomos de H y que a nivel macroscópico (ampliación) un mol de moléculas está formado por un mol de átomos de C y cuatro moles de átomos de H.
CALCULO DEL PESO MOLECULAR
Generalizando, si una Sustancia tiene por Fórmula AaBbCc........
A nivel submicroscópico su molécula está formada por a átomos de A, b átomos de B y c átomos de C etc...
y a nivel macroscópico el mol de moléculas está formada por a moles de átomos de A, b moles de átomos de B y c moles de átomos átomos de C etc... y de allí que el Peso Molecular se calcule con la siguiente fórmula.
Mr AaBbCc........ = a * Ar A + b * Ar B + c * Ar C +........
¿Cuánto vale el Peso molecular del Cloroformo CHCl3?
Mr CHCl3 = 1 *12 + 1 * 1 + 3 * 35,5 = 119,5 g/mol
También podemos generalizar importantes conceptos acerca de un doble significado, a nivel submicroscópico y a nivel macroscópico, de la notación química de Símbolos, Fórmulas y Ecuaciones.
Presentaremos este doble significado valiéndonos de representaciones gráficas para las entidades submicroscópicas y las representaciones gráficas ampliadas para los conceptos (de moles) usados a nivel macroscópico.
NOTACIÓN QUÍMICA
Nivel Submicrocópico Nivel Macroscópico
SÍMBOLO
1 átomo 1 mol de átomos
FÓRMULA
1 molécula 1 mol de moléculas
ECUACIÓN
1 reordenamiento
1 mol de reordenamientos
TRABAJO CON FRACCIONES DE MOLES
EJERCICIO DE PRESENTACIÓN DE RELACIONES DE CALCULO
Dados 0,16 g. de metano gaseoso ( CH4 ).
¿Cuántos moles de moléculas son? Ar C = 12 ; Ar H = 1
M r = 1 * 12 + 4 * 1 = 16 (g/mol)
n = N° moles de moléculas Sustancia = masa Sustancia / M r Sustancia =
= 0,16 (g) / 16 (g/mol) = 0,01 moles de moléculas.
¿ Cuántas moléculas de metano son?
N° de moléculas Sustancia = N° de moles de moléculas Sustancia* N =
= 0,01 (moles) * 6,023.1023 (moléculas/mol) = 6,023. 1021 (moléculas )
¿Cuántos átomos de carbono y cuántos átomos de hidrógeno?
N° de átomos Elemento = N° moléculas Sustancia * Atomicidad Elemento
N° de átomos C = 6,023. 1021 (moléculas ) 1 (átomo/molécula) = 6,023. 1021 átomos C
N° de átomos H = 6,023. 1021 (moléculas ) 4 (átomo/molécula) = 24,092. 1021 átomos H
¿ Cuántos moles de átomos de carbono y cuántos moles de átomos de hidrógeno?
N° de moles de átomos Elemento= N° de moles de moléculasSustancia* Atomicidad Elemento
N° de moles de átomos C = 0,01 ( moles de moléculas)* 1( mol de átomos/mol de moléculas)
= 0,01 (moles de átomos de C)
N° de moles de átomos H = 0,01 ( moles de moléculas)* 4( mol de átomos/mol de moléculas)
= 0,04 (moles de átomos de C)
Otra forma de calcular el número de átomos:
N° de átomos Elemento = N° de moles de átomos Elemento * N
N° de átomos C = 0,01 moles de átomos C * 6,023. 1023 (átomos/mol) = 6,023. 1021 átomos C
N° de átomos H = 0,04 moles de átomos H * 6,023. 1023 (átomos/mol) = 24,092. 1021 átomos H
¿Cuántos gramos de carbono y cuántos gramos de hidrógeno?
masa Elemento = N° de moles de átomos Elemento * A r Elemento
masa C = 0,01 moles de átomos C * 12 g/mol = 0,12 g C
masa H = 0,04 moles de átomos H * 1 g/mol = 0,04 g H
¿ Cuál es la composición porcentual en peso de cada elemento?
% Elemento = (masa Elemento/ masaSustancia ) 100
% C = (0,12 / 0,16 ) 100 = 75 %
% H = (0,04/ 0,16 ) 100 = 25 %
PROPIEDADES INTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor no depende del tamaño del mismo, es decir son independientes de la masa del sistema.
PROPIEDADES EXTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor sí depende del tamaño del mismo, es decir son dependientes de la masa del sistema.
La composición de un sistema expresada en % en peso es una magnitud INTENSIVA.
Una magnitud intensiva debe poder calcularse con una relación independiente del tamaño del sistema.
% Elemento = (Atomicidad Elemento A r Elemento / M r Sustancia )*100
% C = ( 1 * 12 / 16 )100 = 75 %
% H = ( 4 * 1 / 16 )100 = 25 %
¿Cuál es el volumen del sistema en TPE.?
Volumen Gas TPE = N° de moles de moléculas 22,4 (L/mol)
Volumen Gas TPE = 0,01 (moles) * 22,4 (L/mol) = 0,224 (L)
¿ Cuál es la densidad del sistema a TPE.?
Densidad = masa / Volumen
Densidad = masa / Volumen = 0,16 (g) / 0,224 (L) = 0,714 (g/L)
La densidad es una propiedad intensiva, que depende sólo de la Presión y la Temperatura luego:
Densidad Gas TPE = M r / 22,4
Densidad Gas TPE = 16 (g/mol) / 22,4 (L/mol) = 0,714 (g/L)
¿Cuál sería el valor del volumen del sistema y el valor de su densidad si las condiciones de Presión y Temperatura fueran cualesquieras otras, distintas de TPE?
LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES.
Para dar adecuada respuesta a la pregunta planteada es necesario averiguar las relaciones matemáticas que expresan el comportamiento de las distintas variables que determinan el estado de un sistema gaseoso. Un sistema gaseoso se encuentra en un estado definido cuando, además de precisarse la naturaleza del gas, se conocen tres de las siguientes cuatro variables:
n = Número de moles, V = Volumen, P = Presión y t = temperatura.
Para comenzar el estudio de las relaciones es conveniente definir el Volumen Molar
Volumen Molar = V = V / n (L/mol)
Ley de Boyle
Volumen Molar vs. Presión
Ley de Charles
Volumen Molar vs. temperatura
Ambas leyes se pueden agrupar en una sóla expresión:
(V P) /( n T) = k1 k2 = R = 22,4 (L)*1 (atm) /1 (mol)* 273,16 ( °K) = 0,082 (L atm / mol °K)
Esta relación corresponde a la a Ecuación de Estado de los Gases Ideales cuya expresión más común es :
PV = n R T donde R = 0,082 (L atm / mol °K)
Esta relación es aplicable a los gases reales dentro de márgenes no extremos de Presión y temperatura.
Reiterando la pregunta: ¿Cuál sería el valor del volumen del sistema y el valor de su densidad si las condiciones de Presión y Temperatura fueran cualesquieras otras, distintas de TPE?
¿Si por ejemplo la muestra de metano estuviera a 100 °C y 1000 mmHg. (1atm = 760 mmHg)?
V = nRT/P = 0,01(mol) 0,082 (L atm / mol °K) 373,16 °K / (1000 mmHg / 760 mmHg/atm) = 0,232 (L)
densidad P,T = masa / Volumen = 0,16 (g) / 0,232 ( L ) = 0,69 ( g / L )
Pero como ya hemos establecido, la densidad es una propiedad intensiva y debería poder calcularse de datos independientes del tamaño del sistema.
densidad P,T = masa / Volumen = n M r / ( n R T / P) = Mr P / R T
densidad P,T =
=16 ( g/mol)* (1000 (mmHg) / 760 (mmHg/atm)) / 0,082 (L atm / mol °K)* 373,16 °K =
= 0,69 ( g / L )
lunes 31 de mayo de 2010
Unidad 5 y 6
EL ENLACE QUIMICO
El enlace químico es la fuerza que une a los atomos para formar las moléculas.
Como ya se ha dicho es un proceso de estabilización por interacciones electrónicas donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. Por lo general los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, de allí se acostumbra a decir que el enlace químico se forma cumpliendo la "regla del octeto".
La energía de estabilización se denomina también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.
Aquí es conveniente repasar el concepto de electrones de valencia y su representación mediante la notación de Lewis.
Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.
TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
Existen dos mecanismos para cumplir la regla del octeto.
1.ENLACE IONICO. Cesión de electrones, de parte de un átomo fuertemente electropositivo a otro fuertemente electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos.
2.ENLACE COVALENTE. Compartición de parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.
Ejemplos de estas situaciones, donde se muestra la estructura electrónica a nivel molecular, se dan a continuación mediante las correspondientes notaciones de Lewis.
En la segunda parte de gráfico precedente se muestra como un enlace covalente deviene en covalente polar y luego en iónico polar simplemente al crecer la asimetría de la posición de la pareja de electrones compartida.
A continuación una visión total, o sea las diferentes situaciones en función de la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados.
PARA UN CURSO DE QUIMICA ORGANICA
ENLACE COVALENTE DATIVO Y CARGAS FORMALES
Se presenta con relativa frecuencia la situación que para formar un enlace covalente o de compartición, es uno de los átomos participantes del enlace el que aporta la pareja de electrones del enlace. El enlace que se forma se llama covalente dativo y va acompañado de desbalances de cargas eléctricas que deben ser determinados para tener una clara visión de la situación molecular.
Los desbalances de cargas eléctricas se detectan mediante el cálculo de las cargas formales haciendo uso de la siguiente relación:
CF = N° de electrones de valencia - ( N° electrones no enlazantes + 1/2 N° electrones enlazantes )
LA RESONANCIA ELECTRÓNICA
" Cuando para una molécula se puede escribir varias varias configuraciones de Lewis correctas ( sin cambiar de posición los átomos) , la verdadera configuración es una mezcla de todas ellas que se denomina hibrido de resonancia y dónde la importancia de cada estructura contribuyente es proporcional a sus estabilidad."
Ejemplo: el dióxido de carbono
Los porcentajes de contribución al híbrido en este caso son estimativos y se entregan sólo a forma de ilustración.
Otro ejemplo: el ión carbonato
En este caso la contribución es la misma pues las estructuras son equivalentes desde el punto de vista de la energía. Se ha demostrado por la técnica de difracción de los rayos x, que las distancias entre el carbono y los oxígenos es siempre la misma y corresponde a un valor intermedio entre la longitud de un enlace simple y uno doble.
Reglas de la resonancia electrónica
1).- Al escribir estructuras resonantes se desplazan electrones y nunca átomos.
2).- Todas las formas resonantes del híbrido deben tener el mismo número de electrones apareados.
3).- Las estructuras con mayor número de enlaces son más contribuyentes. La estructuras con cargas eléctricas son menos contribuyentes.
4).- Las estructuras con carga negativa en el átomo más electronegativo son más contribuyentes que aquellas que tienen la carga negativa en el átomo menos electronegativo.
5).- Las estructuras con cargas de distinto signo más próximas, son más contribuyentes.
6).- Las estructuras con cargas de igual signo muy próximas, tienen poca contribución.
Ejemplo: Formas resonantes del propenaldehído en fórmulas abreviadas
La I es la más estable ( Regla 3 y 6)
La VI es la más inestable ( Regla 3)
La II y III son más estables que IV y V ( Regla 4)
La II es más estable que la III ( Regla 5 )
La IVs más estable que la V ( Regla 5 )
EL ENLACE QUÍMICO Y LA MECANICA CUANTICA
La Mecánica Cuántica contempla la combinación matemática de las funciones de ondas de orbitales atómicos para dar orbitales moleculares ( pertenecen a la molécula). La combinación produce dos orbitales moleculares.
ENERGÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES Y ANTIENLAZANTES EN FUNCIÓN DE LA DISTANCIA INTERATÓMICA
La suma de funciones atómicas da un orbital molecular enlazante donde se sitúa la pareja de electrones con spines opuestos . Este se puede visualizar como la superposición de los orbitales atómicos. En el grafico siguiente se muestra la energía de éste orbital molecular en función de la distancia internuclear. Existe una estabilización a medida que los átomos se acercan pues predominan las fuerzas de atracción entre los atomos sin embargo si los átomos se acercan demasiado hay una desestabilización producto de fuerzas de repulsión interatómica. La menor energía corresponde a un pozo de energía en que se encuentran los átomos en equilibrio respecto de las atracción y la repulsión interatómicas. Este pozo de energía determina la distancia internuclear llamada también longitud de enlace.
La diferencia de funciones atómicas genera un orbital molecular antienlazante marcado por fuerzas de repulsión en donde la la mayor estabilidad se alcanza cuando los átomós están separados a gran distancia. En este orbital los electrones se encuentran con spines paralelos. Corrresponde al proceso de ruptura d el enlace.
CUADRO COMPARATIVO DE ENERGÍAS Y LONGITUDES DE ENLACE
ENLACES C-C C = C H - H C - H C - O C = O
ENERGÍAS DE ENLACE Kcal/mol 83 146 200 104 99 85 179
LONGITUDES DE ENLACE A° 1,54 1,35 1,2 1,07 1,43 1,22
TIPOS DE UNIONES
Los gráficos siguientes además de reforzar los conceptos de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes y sus implicancias desde el punto de vista de la energía nos muestran dos situaciones que apuntan más bién al tipo de orbitales que intervienen o a distintas formas de unión.
Combinación de orbitales atómic
Unión s (sigma)
Orbital Molecular enlazante con superposición de orbitales atómicos sobre linea internuclear
Combinación de orbitales atómicos p.
Unión p (pi)
Orbital Molecular Enlazante con superposición de orbitales atómicos fuera de linea internuclear.
TIPOS DE ENLACES Y UNIONES
CUADRO COMPARATIVO DE ENERGÍAS Y LONGITUDES DE ENLACE
ENLACES C-C C = C H - H C - H C - O C = O
ENERGÍAS DE ENLACE Kcal/mol 83 146 200 104 99 85 179
LONGITUDES DE ENLACE A° 1,54 1,35 1,2 1,07 1,43 1,22
GEOMETRÍA MOLECULAR
LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
La disposición de los átomos en el espacio se determina experimentalmente mediante la técnica de difracción de rayos X. Para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicional de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce como hibridación de los orbitales atómicos (mezcla matemática de funciones de onda).
Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales y por consecuencia la GEOMETRIA MOLECULAR .
Unidad 6
PROPIEDADES FISICOQUIMICAS
DE LAS SUSTANCIAS PURAS
Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
Parece conveniente referirse en éste momento a la fortaleza comparada de los distintos tipos de enlaces interatómicos. La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma.
El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.
A continuación trataremos de visualizar las distintas categorías de sustancias y sus propiedades fisicoquímicas principales.
MOLECULAS GIGANTES
Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema. Por lo general son arreglos de gran tamaño y de allí el nombre de la categoría. La proporción de distintos átomos se conoce y se representan estos sistemas por su fórmula empírica. La fórmula verdadera es (F.E.) n , pero n es indeterminada.
Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.
COVALENTES TRIDIMENSIONALES
Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación. Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.
Sus temperaturas de fusión son muy altas ( miles de°C) y en muchos casos se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión. Por otra parte la separación de las partículas por acción de moléculas de un solvente es imposible, por lo tanto son completamente insolubles.
El Carbono en su forma de diamante ( hibridación sp3 ) es un ejemplo típico de ésta categoría. Las láminas de Silicio de la nariz del Discovery son otro ejemplo.
COVALENTES BIDIMENSIONALES
Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas trididimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.
El ejemplo típico es el Carbono en su forma de grafito en que los C están hibridizados sp2 . Es interesante consignar que en cada orbital pz existen un electrón. Estos electrones se pueden desplazar sobre la malla y en consecuencia el grafito es conductor de la corriente eléctrica.
COVALENTES UNIDIMENSIONALES
Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.
Los homopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A- ; -(A)- n ).
Los copolímeros que repiten unidades distintas ( A-B-A-B-A-B- ; ( -A-B-) n ).
Son cadenas largas llamadas también macromoléculas y por ésta razón es que interaccionan unas con otras de manera significativa. Las interacciones entre macromoléculas son fuerzas de distintos tipos y que veremos más adelante en el caso de moléculas pequeñas.
En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.
Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de las macromoléculas.
En cambio, las macromoléculas rígidas no tienen favorable el factor entrópico y así son dificiles de fundir y solubilizar. Estos polímeros rígidos, en el sólido son monofásicos y de mucha resistencia ( Kevlar).
En la práctica un gran número de macromoléculas se encuentran entre estas dos situaciones extremas y el grado de endurecimiento o ablandamiento depende de las temperaturas a que se encuentran sometidos los sistemas.
Los procesos de ablandamiento sobrevienen en zonas de temperaturas bien definidas para cada tipo de macromoléculas.
Muchas veces las cadenas macromoléculares sintéticas o naturales se conectan entre sí mediante átomos o grupos de átomos enlazados covalentemente ( polímeros reticulados) con propósitos tecnológicos precisos. En estos casos las estructuras resultantes semejan a las redes covalentes bi o tridimensionales y así también son sus propiedades, nula solubilidad y puntos de fusión demasiado elevados que amenazan la estabilidad química de las sustancias.
Copolímero de estireno-butadieno (neumáticos) vulcanizado con S.
Este tipo de productos son difíciles de recuperar y reutilizar ( Reciclaje) precisamente por las razones ya mencionadas y constituyen un problema para la ecología por la contaminación del ambiente.
La celulosa es un polímero natural de características estructurales semirígidas y si a ello agregamos que entre las cadenas macromoleculares existen fuerzas de atracción, de alta magnitud como los puentes de H debido a la presencia de mucho grupos de -OH son comprensibles las dificultades para la fusión y la solubilización.
Estructura tipo celulosa
IONICAS.
En estas moléculas gigantes los átomos están unidos por enlaces iónicos. Es decir son un arreglo de iones positivos y negativos que se disponen alternadamente en el espacio compensando sus cargas . La geometría del arreglo es simple cuando los iones positivos y negativos son monoatómicos y además se encuentran en relación 1:1 como en el caso del Na+Cl -. Cuando los iones son complejos, con grandes diferencias de tamaños o la proporción entre ellos no es simple, los arreglos son complicados y son materia de estudio de la Cristalografía que hace uso de las técnicas de difracción de rayos X para resolver estas situaciones.
Son estructuras de temperatura de fusión elevadas , alrededor de los 1000°C de acuerdo a la fortaleza del enlace iónico. En estado sólido o cristalino, donde los iones se encuentran atrapados no conduce la corriente eléctrica, pero sí la conducen en estado fundido.
Estas estructuras pueden ser solubilizadas, aunque no siempre, mediante solventes con moléculas polares como el caso de agua. Las moléculas del solvente rodean los iones apuntando sus fracciones de carga al ión de carga opuesta. Así los iones solvatados son separados al debilitarse el enlace iónico. De ésta forma los iones disueltos (móviles) constituyen partículas para el flujo eléctrico.
METALICAS
Corresponde al caso de los metales. Los átomos metálicos , al ser muy electropositivos se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos. Por su parte los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo determinado se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones delocalizados. Esta nube de electrones que une a iones positivos es el enlace metálico.
Ya nos hemos referido a la fortaleza del enlace metálico y podemos generalizar diciendo que los puntos de fusión de los metales son medianamente altos. Señalemos que metales como el Hg, Cs, y Fr son líquidos a temperatura ambiente.
La naturaleza de movilidad del enlace metálico confiere a los metales su blandura, es decir los convierte en dúctiles y maleables.
La movilidad de los electrones se traduce en la capacidad de conducción de la corriente eléctrica y también es responsable de la conductividad térmica.
Es interesante observar la relación entre las conductividades eléctricas y térmicas y la situación de los diagramas de energía de los orbitales llenos y vacíos de metales y no metales. Los metales promueven sus electrones de valencia de orbitales s a los orbitales p vacíos que se encuentran energéticamente cercanos formando éstos últimos orbitales o bandas de conducción. Por el contrario, los no metales tienen los electrones en orbitales p y los orbitales s siguientes vacíos se encuentran energéticamente lejanos por lo que no se produce la promoción y los electrones permanecen ligados a sus respectivos átomos.
MOLECULAS CONVENCIONALES
O SUSTANCIAS MOLECULARES
Son aquellos sistemas formados por moléculas que se encuentran claramente definidas, se conoce el número exacto de átomos y de qué elementos está constituída la molécula. Se representan por las llamadas fórmulas moleculares reales.
En su gran mayoría las moléculas de ésta categoría unen sus átomos con enlaces covalentes y al expresar esto pensamos en muchas moléculas simples formadas entre no metales y en la inmensa cantidad de compuestos orgánicos constituídos principalmente por los elementos C, H, O, N, P, S.
Sin embargo al momento de racionalizar las propiedades fisicoquímicas de este tipo de estructuras, el tipo de enlace interatómico ( covalente) y su fortaleza no cuenta pués en este caso lo determinante son las fuerzas entre moléculas o fuerzas intermoleculares y en algunos casos son fuerzas intramoleculares ( fuerzas dentro de las moléculas; pero no interatómicas o de enlace químico ) las determinantes de las propiedades.
En todo caso las fuerzas intermoleculares son de naturaleza eléctrica, pero las hay de diferente naturaleza y magnitudes pero siempre dependen en definitiva de las características eléctricas, del tamaño y geometría de las moléculas.
En los comentarios generales cabe señalar que estos sistemas no conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico y también son malos conductores del calor.
El enlace químico es la fuerza que une a los atomos para formar las moléculas.
Como ya se ha dicho es un proceso de estabilización por interacciones electrónicas donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. Por lo general los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, de allí se acostumbra a decir que el enlace químico se forma cumpliendo la "regla del octeto".
La energía de estabilización se denomina también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.
Aquí es conveniente repasar el concepto de electrones de valencia y su representación mediante la notación de Lewis.
Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.
TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
Existen dos mecanismos para cumplir la regla del octeto.
1.ENLACE IONICO. Cesión de electrones, de parte de un átomo fuertemente electropositivo a otro fuertemente electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos.
2.ENLACE COVALENTE. Compartición de parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.
Ejemplos de estas situaciones, donde se muestra la estructura electrónica a nivel molecular, se dan a continuación mediante las correspondientes notaciones de Lewis.
En la segunda parte de gráfico precedente se muestra como un enlace covalente deviene en covalente polar y luego en iónico polar simplemente al crecer la asimetría de la posición de la pareja de electrones compartida.
A continuación una visión total, o sea las diferentes situaciones en función de la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados.
PARA UN CURSO DE QUIMICA ORGANICA
ENLACE COVALENTE DATIVO Y CARGAS FORMALES
Se presenta con relativa frecuencia la situación que para formar un enlace covalente o de compartición, es uno de los átomos participantes del enlace el que aporta la pareja de electrones del enlace. El enlace que se forma se llama covalente dativo y va acompañado de desbalances de cargas eléctricas que deben ser determinados para tener una clara visión de la situación molecular.
Los desbalances de cargas eléctricas se detectan mediante el cálculo de las cargas formales haciendo uso de la siguiente relación:
CF = N° de electrones de valencia - ( N° electrones no enlazantes + 1/2 N° electrones enlazantes )
LA RESONANCIA ELECTRÓNICA
" Cuando para una molécula se puede escribir varias varias configuraciones de Lewis correctas ( sin cambiar de posición los átomos) , la verdadera configuración es una mezcla de todas ellas que se denomina hibrido de resonancia y dónde la importancia de cada estructura contribuyente es proporcional a sus estabilidad."
Ejemplo: el dióxido de carbono
Los porcentajes de contribución al híbrido en este caso son estimativos y se entregan sólo a forma de ilustración.
Otro ejemplo: el ión carbonato
En este caso la contribución es la misma pues las estructuras son equivalentes desde el punto de vista de la energía. Se ha demostrado por la técnica de difracción de los rayos x, que las distancias entre el carbono y los oxígenos es siempre la misma y corresponde a un valor intermedio entre la longitud de un enlace simple y uno doble.
Reglas de la resonancia electrónica
1).- Al escribir estructuras resonantes se desplazan electrones y nunca átomos.
2).- Todas las formas resonantes del híbrido deben tener el mismo número de electrones apareados.
3).- Las estructuras con mayor número de enlaces son más contribuyentes. La estructuras con cargas eléctricas son menos contribuyentes.
4).- Las estructuras con carga negativa en el átomo más electronegativo son más contribuyentes que aquellas que tienen la carga negativa en el átomo menos electronegativo.
5).- Las estructuras con cargas de distinto signo más próximas, son más contribuyentes.
6).- Las estructuras con cargas de igual signo muy próximas, tienen poca contribución.
Ejemplo: Formas resonantes del propenaldehído en fórmulas abreviadas
La I es la más estable ( Regla 3 y 6)
La VI es la más inestable ( Regla 3)
La II y III son más estables que IV y V ( Regla 4)
La II es más estable que la III ( Regla 5 )
La IVs más estable que la V ( Regla 5 )
EL ENLACE QUÍMICO Y LA MECANICA CUANTICA
La Mecánica Cuántica contempla la combinación matemática de las funciones de ondas de orbitales atómicos para dar orbitales moleculares ( pertenecen a la molécula). La combinación produce dos orbitales moleculares.
ENERGÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES Y ANTIENLAZANTES EN FUNCIÓN DE LA DISTANCIA INTERATÓMICA
La suma de funciones atómicas da un orbital molecular enlazante donde se sitúa la pareja de electrones con spines opuestos . Este se puede visualizar como la superposición de los orbitales atómicos. En el grafico siguiente se muestra la energía de éste orbital molecular en función de la distancia internuclear. Existe una estabilización a medida que los átomos se acercan pues predominan las fuerzas de atracción entre los atomos sin embargo si los átomos se acercan demasiado hay una desestabilización producto de fuerzas de repulsión interatómica. La menor energía corresponde a un pozo de energía en que se encuentran los átomos en equilibrio respecto de las atracción y la repulsión interatómicas. Este pozo de energía determina la distancia internuclear llamada también longitud de enlace.
La diferencia de funciones atómicas genera un orbital molecular antienlazante marcado por fuerzas de repulsión en donde la la mayor estabilidad se alcanza cuando los átomós están separados a gran distancia. En este orbital los electrones se encuentran con spines paralelos. Corrresponde al proceso de ruptura d el enlace.
CUADRO COMPARATIVO DE ENERGÍAS Y LONGITUDES DE ENLACE
ENLACES C-C C = C H - H C - H C - O C = O
ENERGÍAS DE ENLACE Kcal/mol 83 146 200 104 99 85 179
LONGITUDES DE ENLACE A° 1,54 1,35 1,2 1,07 1,43 1,22
TIPOS DE UNIONES
Los gráficos siguientes además de reforzar los conceptos de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes y sus implicancias desde el punto de vista de la energía nos muestran dos situaciones que apuntan más bién al tipo de orbitales que intervienen o a distintas formas de unión.
Combinación de orbitales atómic
Unión s (sigma)
Orbital Molecular enlazante con superposición de orbitales atómicos sobre linea internuclear
Combinación de orbitales atómicos p.
Unión p (pi)
Orbital Molecular Enlazante con superposición de orbitales atómicos fuera de linea internuclear.
TIPOS DE ENLACES Y UNIONES
CUADRO COMPARATIVO DE ENERGÍAS Y LONGITUDES DE ENLACE
ENLACES C-C C = C H - H C - H C - O C = O
ENERGÍAS DE ENLACE Kcal/mol 83 146 200 104 99 85 179
LONGITUDES DE ENLACE A° 1,54 1,35 1,2 1,07 1,43 1,22
GEOMETRÍA MOLECULAR
LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
La disposición de los átomos en el espacio se determina experimentalmente mediante la técnica de difracción de rayos X. Para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicional de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce como hibridación de los orbitales atómicos (mezcla matemática de funciones de onda).
Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales y por consecuencia la GEOMETRIA MOLECULAR .
Unidad 6
PROPIEDADES FISICOQUIMICAS
DE LAS SUSTANCIAS PURAS
Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
Parece conveniente referirse en éste momento a la fortaleza comparada de los distintos tipos de enlaces interatómicos. La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma.
El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.
A continuación trataremos de visualizar las distintas categorías de sustancias y sus propiedades fisicoquímicas principales.
MOLECULAS GIGANTES
Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema. Por lo general son arreglos de gran tamaño y de allí el nombre de la categoría. La proporción de distintos átomos se conoce y se representan estos sistemas por su fórmula empírica. La fórmula verdadera es (F.E.) n , pero n es indeterminada.
Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.
COVALENTES TRIDIMENSIONALES
Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación. Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.
Sus temperaturas de fusión son muy altas ( miles de°C) y en muchos casos se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión. Por otra parte la separación de las partículas por acción de moléculas de un solvente es imposible, por lo tanto son completamente insolubles.
El Carbono en su forma de diamante ( hibridación sp3 ) es un ejemplo típico de ésta categoría. Las láminas de Silicio de la nariz del Discovery son otro ejemplo.
COVALENTES BIDIMENSIONALES
Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas trididimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.
El ejemplo típico es el Carbono en su forma de grafito en que los C están hibridizados sp2 . Es interesante consignar que en cada orbital pz existen un electrón. Estos electrones se pueden desplazar sobre la malla y en consecuencia el grafito es conductor de la corriente eléctrica.
COVALENTES UNIDIMENSIONALES
Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.
Los homopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A- ; -(A)- n ).
Los copolímeros que repiten unidades distintas ( A-B-A-B-A-B- ; ( -A-B-) n ).
Son cadenas largas llamadas también macromoléculas y por ésta razón es que interaccionan unas con otras de manera significativa. Las interacciones entre macromoléculas son fuerzas de distintos tipos y que veremos más adelante en el caso de moléculas pequeñas.
En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.
Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de las macromoléculas.
En cambio, las macromoléculas rígidas no tienen favorable el factor entrópico y así son dificiles de fundir y solubilizar. Estos polímeros rígidos, en el sólido son monofásicos y de mucha resistencia ( Kevlar).
En la práctica un gran número de macromoléculas se encuentran entre estas dos situaciones extremas y el grado de endurecimiento o ablandamiento depende de las temperaturas a que se encuentran sometidos los sistemas.
Los procesos de ablandamiento sobrevienen en zonas de temperaturas bien definidas para cada tipo de macromoléculas.
Muchas veces las cadenas macromoléculares sintéticas o naturales se conectan entre sí mediante átomos o grupos de átomos enlazados covalentemente ( polímeros reticulados) con propósitos tecnológicos precisos. En estos casos las estructuras resultantes semejan a las redes covalentes bi o tridimensionales y así también son sus propiedades, nula solubilidad y puntos de fusión demasiado elevados que amenazan la estabilidad química de las sustancias.
Copolímero de estireno-butadieno (neumáticos) vulcanizado con S.
Este tipo de productos son difíciles de recuperar y reutilizar ( Reciclaje) precisamente por las razones ya mencionadas y constituyen un problema para la ecología por la contaminación del ambiente.
La celulosa es un polímero natural de características estructurales semirígidas y si a ello agregamos que entre las cadenas macromoleculares existen fuerzas de atracción, de alta magnitud como los puentes de H debido a la presencia de mucho grupos de -OH son comprensibles las dificultades para la fusión y la solubilización.
Estructura tipo celulosa
IONICAS.
En estas moléculas gigantes los átomos están unidos por enlaces iónicos. Es decir son un arreglo de iones positivos y negativos que se disponen alternadamente en el espacio compensando sus cargas . La geometría del arreglo es simple cuando los iones positivos y negativos son monoatómicos y además se encuentran en relación 1:1 como en el caso del Na+Cl -. Cuando los iones son complejos, con grandes diferencias de tamaños o la proporción entre ellos no es simple, los arreglos son complicados y son materia de estudio de la Cristalografía que hace uso de las técnicas de difracción de rayos X para resolver estas situaciones.
Son estructuras de temperatura de fusión elevadas , alrededor de los 1000°C de acuerdo a la fortaleza del enlace iónico. En estado sólido o cristalino, donde los iones se encuentran atrapados no conduce la corriente eléctrica, pero sí la conducen en estado fundido.
Estas estructuras pueden ser solubilizadas, aunque no siempre, mediante solventes con moléculas polares como el caso de agua. Las moléculas del solvente rodean los iones apuntando sus fracciones de carga al ión de carga opuesta. Así los iones solvatados son separados al debilitarse el enlace iónico. De ésta forma los iones disueltos (móviles) constituyen partículas para el flujo eléctrico.
METALICAS
Corresponde al caso de los metales. Los átomos metálicos , al ser muy electropositivos se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos. Por su parte los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo determinado se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones delocalizados. Esta nube de electrones que une a iones positivos es el enlace metálico.
Ya nos hemos referido a la fortaleza del enlace metálico y podemos generalizar diciendo que los puntos de fusión de los metales son medianamente altos. Señalemos que metales como el Hg, Cs, y Fr son líquidos a temperatura ambiente.
La naturaleza de movilidad del enlace metálico confiere a los metales su blandura, es decir los convierte en dúctiles y maleables.
La movilidad de los electrones se traduce en la capacidad de conducción de la corriente eléctrica y también es responsable de la conductividad térmica.
Es interesante observar la relación entre las conductividades eléctricas y térmicas y la situación de los diagramas de energía de los orbitales llenos y vacíos de metales y no metales. Los metales promueven sus electrones de valencia de orbitales s a los orbitales p vacíos que se encuentran energéticamente cercanos formando éstos últimos orbitales o bandas de conducción. Por el contrario, los no metales tienen los electrones en orbitales p y los orbitales s siguientes vacíos se encuentran energéticamente lejanos por lo que no se produce la promoción y los electrones permanecen ligados a sus respectivos átomos.
MOLECULAS CONVENCIONALES
O SUSTANCIAS MOLECULARES
Son aquellos sistemas formados por moléculas que se encuentran claramente definidas, se conoce el número exacto de átomos y de qué elementos está constituída la molécula. Se representan por las llamadas fórmulas moleculares reales.
En su gran mayoría las moléculas de ésta categoría unen sus átomos con enlaces covalentes y al expresar esto pensamos en muchas moléculas simples formadas entre no metales y en la inmensa cantidad de compuestos orgánicos constituídos principalmente por los elementos C, H, O, N, P, S.
Sin embargo al momento de racionalizar las propiedades fisicoquímicas de este tipo de estructuras, el tipo de enlace interatómico ( covalente) y su fortaleza no cuenta pués en este caso lo determinante son las fuerzas entre moléculas o fuerzas intermoleculares y en algunos casos son fuerzas intramoleculares ( fuerzas dentro de las moléculas; pero no interatómicas o de enlace químico ) las determinantes de las propiedades.
En todo caso las fuerzas intermoleculares son de naturaleza eléctrica, pero las hay de diferente naturaleza y magnitudes pero siempre dependen en definitiva de las características eléctricas, del tamaño y geometría de las moléculas.
En los comentarios generales cabe señalar que estos sistemas no conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico y también son malos conductores del calor.
martes 18 de mayo de 2010
Unidad 3 y 4
LA ENVOLTURA DE LOS ATOMOS
La determinación de la disposición de los electrones alrededor del nucleo atómico ha sido un inmenso logro de científicos de las Matemáticas, la Física y la Química. Los resultados de las investigaciones muestran aspectos sorprendentes de la naturaleza de la materia y la energía. Estos aspectos, en relación al atomo, permiten fundamentalmente la comprensión del comportamiento químico de las sustancias.
LAS ONDAS ELECTROMAGNETICAS Y LA ENERGÍA
Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio y se relacionan íntimamente con el concepto de energía
Onda electromagnética
MAGNITUDES Y CUALIDADES DE LAS ONDAS
A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)
c = velocidad de propagación de la onda ( cm/ seg)
l = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)
n = frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental l = c T
_
:. l = c / n :. n = c / l :. n = 1 / l (N° de ondas ) cm -1
Un fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas es la interferencia. Es decir, si las ondas se encuentran en fase se suman sus amplitudes, en cambio si las ondas están desfasadas se anulan mutuamente y la amplitud de la onda resultante puede ser nula.
El fenómeno de la difracción de las ondas es una clara manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas. Los ribetes de claridad y oscuridad que acompañan la sombra de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.
Difracción de la luz
EL ESPECTRO CONTINUO DE ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS
Al incidirlas ondas electromagnéticas sobre un prisma es posible separar las componentes según sus distintas frecuencias.
según la FISICA CLASICA
''LA ENERGÍA ERA DE NATURALEZA CONTINUA
Y LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA
ERA PROPORCIONAL A LA AMPLITUD DE LA ONDA''.
Algunos experimentos cruciales:
a) El espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno
n cm-1
Según Ridberg la frecuencia de las señales está dada por la relación:
n = R H ( 1 / n2 - 1 / m2 ) RH = 109.677 cm –1
n y m enteros
b) El efecto fotoeléctrico.
(Principios Básicos de Química H.Gray)
1) Orbitas circulares
2) Momento angular = m e v r = n h / 2 p n = 1,2,3...........a
Ciertos valores de r Ciertos valores de E
u órbitas permitidas o niveles de energía permitidos
Energía asociada a los cambios de órbita
La formula anterior dá la frecuencia de los fotónes emitidos ( expresadas en Número de Ondas) para las transiciones de electrónicas de pérdida de energía en el átomo de Hidrógeno. Esta fórmula deducida a partir de consideraciones de discontinuidad de la energía ( Física Moderna) está en excelente acuerdo con la ecuación de Ridberg para el espectro discontinuo de emisión del átomo de Hidrógeno. Esta coincidencia en las expresiones fué un éxito para los postulados acerca de la energía de la Física Moderna y para el modelo atómico de Bohr. Sin embargo nuevos experimentos mostraron aspectos insatifactorios y la necesidad de otros modelos y explicaciones.
LA MECANICA CUANTICA ONDULATORIA
Efecto Compton
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSENBERG
Es imposible conocer simultáneamente la posición x y el momento p de un electrón
D x D p = l . h / l = h > 0
ECUACION ONDA PARTÍCULA DE SCHRODINGER
Ecuación diferencial de 2° orden para sistemas onda partícula, en tres dimensiones e independiente del tiempo donde:
h = constante de Planck,
y = Amplitud de la onda,
m = masa dela partícula
x,y,z = coordenadas de posición,
V(x,y,z ) = Energía Potencial,
E = Energía de la partícula
Resolver la ecuación es, lograr por integración, expresiones para:
y = f (x,y,z) ; E = g (x,y,z)
y 2 a Probabilidad de encontrar la partícula en x,y,z
El encontrar, mediante el cálculo, las zonas de alta probabilidad de encontrar la partícula equivale a determinar los orbitales.
ORBITAL
ZONA DE ALTA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UNA PARTÍCULA
La Ecuación de Schorodinger se aplica al átomo de Hidrógeno y se resuelve obteniendo expresiones para y y E del tipo trigonométricas. En estas expresiones aparecen los denominados números cuánticos n, l, y m cuyas combinaciones se asocian a zonas de alta probabilidad de encontrar el electrón u orbitales.
LOS NUMEROS CUANTICOS, SU SIGNIFICADO,
SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energia de los orbitales
¿Cuántos valores? infinito
¿Cuáles? 1,2 3,4,..............a ( Es el mismo n del átomo de Bohr)
l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores? n
¿Cuáles? 0, 1, 2, 3, .........(n-1)
s p d f
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian respectivamente a las letras que se indican.
m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
¿Cuántos valores? 2l +1
¿Cuáles? - l, - ( l-1 ), .... -1, 0, 1, ......+ ( l-1 ), + l
s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje
¿Cuántos valores? 2
¿Cuáles? - 1 / 2 , + 1 / 2
COMBINACIONES DE NUMEROS CUANTICOS Y LOS ORBITALES
n l m nl Número de Orbitales
1 0 0 1s 1
2 0 0 2s 1
1 - 1 2px 3
0 2py
1 2pz
3 0 0 3 1
1 -1 3px 3
0 3py
1 3pz
2 - 2 3d 5
-1 3d
0 3d
1 3d
2 3d
4 0 0 4s 1
1 -1 4px 3
0 4py
1 4pz
2 - 2 4d 5
- 1 4d
0 4d
1 4d
2 4d
3 - 3 4f 7
- 2 4f
- 1 4f
0 4f
1 4f
2 4f
3 4f
Se le sugiere construir el cuadro de combinaciones para n = 5
GRÁFICOS DE ORBITALES
Los orbitales px , py y pz
Los 5 orbitales d
Los 7 orbitales f
ATOMOS POLIELECTRÓNICOS
Ante la imposibilidad de resolver la ecuación de Schorodinger para sistemas de varios electrones, se ha supuesto y con éxito, que sucesivos electrones adoptarán los diversos modos de vibración que se encontraron para el electrón de átomo de Hidrógeno.
En palabras más simples, los sucesivos electrones se ubicaran en los orbitales ya determinados para el átomo de Hidrógeno y de acuerdo a las siguientes reglas.
Principio de exclusión de Pauli
No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Es equivalente a establecer que un orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales.
Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía.
Son de menor energía los de menor valor de n + l.
A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor n.
Diagonales indican el orden de llenado ( energía creciente)
Principio de Hund
En el caso de varios orbitales de igual energía o "degenerados" ( igual n + l , igual n ), por ejemplo una serie de 3 orbitales p, o una serie de 5 orbitales d, o bién una de7 orbitales f. Los electrones entran de a uno en cada uno de ellos, haciéndolo primero, por convención, con spin negativo. Cuando todos los orbitales " degenerados" ya hayan recibido un electrón con spin negativo pueden formarse parejas de spines opuestos.
PROPIEDADES MAGNETICAS DE LAS SUSTANCIAS
Parece conveniente indicar en este momento que el principio de Hund promueve la situación que existan orbitales con un sólo electrón o electrón desapareado. Esta circunstancia tiene una importante consecuencia en las propiedades magnéticas de los elementos. Aquellas sustancias que poseen orbitales con electrones desapareados ( spin - 1/2) tienen propiedades paramagnéticas, esto es, los campos magnéticos de spín se suman, refuerzan o atraen los campos magnéticos externos, las sustancia son imantables.
De no suceder así, es decir, si todos los orbitales tienen electrones apareados ( spin + 1/2 y - 1/2 ) es una circunstancia que determina el diamagnetismo, la sustancia repele campos magnéticos externos y las sustancias no son imantables.
GRAFICO RESUMEN
Diagrama para llenado electrónico, orbitales disponibles y en orden de energía creciente
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y ELECTRONES DE VALENCIA
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.
La determinación de la disposición de los electrones alrededor del nucleo atómico ha sido un inmenso logro de científicos de las Matemáticas, la Física y la Química. Los resultados de las investigaciones muestran aspectos sorprendentes de la naturaleza de la materia y la energía. Estos aspectos, en relación al atomo, permiten fundamentalmente la comprensión del comportamiento químico de las sustancias.
LAS ONDAS ELECTROMAGNETICAS Y LA ENERGÍA
Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio y se relacionan íntimamente con el concepto de energía
Onda electromagnética
MAGNITUDES Y CUALIDADES DE LAS ONDAS
A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)
c = velocidad de propagación de la onda ( cm/ seg)
l = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)
n = frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental l = c T
_
:. l = c / n :. n = c / l :. n = 1 / l (N° de ondas ) cm -1
Un fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas es la interferencia. Es decir, si las ondas se encuentran en fase se suman sus amplitudes, en cambio si las ondas están desfasadas se anulan mutuamente y la amplitud de la onda resultante puede ser nula.
El fenómeno de la difracción de las ondas es una clara manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas. Los ribetes de claridad y oscuridad que acompañan la sombra de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.
Difracción de la luz
EL ESPECTRO CONTINUO DE ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS
Al incidirlas ondas electromagnéticas sobre un prisma es posible separar las componentes según sus distintas frecuencias.
según la FISICA CLASICA
''LA ENERGÍA ERA DE NATURALEZA CONTINUA
Y LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA
ERA PROPORCIONAL A LA AMPLITUD DE LA ONDA''.
Algunos experimentos cruciales:
a) El espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno
n cm-1
Según Ridberg la frecuencia de las señales está dada por la relación:
n = R H ( 1 / n2 - 1 / m2 ) RH = 109.677 cm –1
n y m enteros
b) El efecto fotoeléctrico.
FÍSICA MODERNA
LA ENERGÍA ES DE CARACTER DISCONTÍNUO
SE PRESENTA A LA FORMA DE PEQUEÑOS
"PAQUETES DE ENERGÍA "
QUE SE DENOMINAN CUANTOS, CUANTAS O FOTONES
LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ES PROPORCIONAL A SU FRECUENCIA
ECUACIÓN DE MAX PLANCK
ENERGÍA DE UN FOTÓN = h n
h = Constante de Planck = 6,62 10 -27 erg. seg
(Principios Básicos de Química H.Gray)
1) Orbitas circulares
2) Momento angular = m e v r = n h / 2 p n = 1,2,3...........a
Ciertos valores de r Ciertos valores de E
u órbitas permitidas o niveles de energía permitidos
Energía asociada a los cambios de órbita
La formula anterior dá la frecuencia de los fotónes emitidos ( expresadas en Número de Ondas) para las transiciones de electrónicas de pérdida de energía en el átomo de Hidrógeno. Esta fórmula deducida a partir de consideraciones de discontinuidad de la energía ( Física Moderna) está en excelente acuerdo con la ecuación de Ridberg para el espectro discontinuo de emisión del átomo de Hidrógeno. Esta coincidencia en las expresiones fué un éxito para los postulados acerca de la energía de la Física Moderna y para el modelo atómico de Bohr. Sin embargo nuevos experimentos mostraron aspectos insatifactorios y la necesidad de otros modelos y explicaciones.
LA MECANICA CUANTICA ONDULATORIA
Efecto Compton
DUALISMO ONDA- PARTÍCULA
FOTÓN = ONDA EFECTO
COMPTON
==>
PARTÍCULA
ELECTRÓN = PARTÍCULA DIFRACCIÓN
DE
ELECTRONES
(1927)
==>
ONDA
DE BROGLIE " Todo cuerpo en movimiento tiene una onda asociada"
λ = h / m x v = h / p
Electrón, partícula – onda estacionaria .
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSENBERG
Es imposible conocer simultáneamente la posición x y el momento p de un electrón
D x D p = l . h / l = h > 0
ECUACION ONDA PARTÍCULA DE SCHRODINGER
Ecuación diferencial de 2° orden para sistemas onda partícula, en tres dimensiones e independiente del tiempo donde:
h = constante de Planck,
y = Amplitud de la onda,
m = masa dela partícula
x,y,z = coordenadas de posición,
V(x,y,z ) = Energía Potencial,
E = Energía de la partícula
Resolver la ecuación es, lograr por integración, expresiones para:
y = f (x,y,z) ; E = g (x,y,z)
y 2 a Probabilidad de encontrar la partícula en x,y,z
El encontrar, mediante el cálculo, las zonas de alta probabilidad de encontrar la partícula equivale a determinar los orbitales.
ORBITAL
ZONA DE ALTA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UNA PARTÍCULA
La Ecuación de Schorodinger se aplica al átomo de Hidrógeno y se resuelve obteniendo expresiones para y y E del tipo trigonométricas. En estas expresiones aparecen los denominados números cuánticos n, l, y m cuyas combinaciones se asocian a zonas de alta probabilidad de encontrar el electrón u orbitales.
LOS NUMEROS CUANTICOS, SU SIGNIFICADO,
SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energia de los orbitales
¿Cuántos valores? infinito
¿Cuáles? 1,2 3,4,..............a ( Es el mismo n del átomo de Bohr)
l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores? n
¿Cuáles? 0, 1, 2, 3, .........(n-1)
s p d f
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian respectivamente a las letras que se indican.
m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
¿Cuántos valores? 2l +1
¿Cuáles? - l, - ( l-1 ), .... -1, 0, 1, ......+ ( l-1 ), + l
s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje
¿Cuántos valores? 2
¿Cuáles? - 1 / 2 , + 1 / 2
COMBINACIONES DE NUMEROS CUANTICOS Y LOS ORBITALES
n l m nl Número de Orbitales
1 0 0 1s 1
2 0 0 2s 1
1 - 1 2px 3
0 2py
1 2pz
3 0 0 3 1
1 -1 3px 3
0 3py
1 3pz
2 - 2 3d 5
-1 3d
0 3d
1 3d
2 3d
4 0 0 4s 1
1 -1 4px 3
0 4py
1 4pz
2 - 2 4d 5
- 1 4d
0 4d
1 4d
2 4d
3 - 3 4f 7
- 2 4f
- 1 4f
0 4f
1 4f
2 4f
3 4f
Se le sugiere construir el cuadro de combinaciones para n = 5
GRÁFICOS DE ORBITALES
Los orbitales px , py y pz
Los 5 orbitales d
Los 7 orbitales f
ATOMOS POLIELECTRÓNICOS
Ante la imposibilidad de resolver la ecuación de Schorodinger para sistemas de varios electrones, se ha supuesto y con éxito, que sucesivos electrones adoptarán los diversos modos de vibración que se encontraron para el electrón de átomo de Hidrógeno.
En palabras más simples, los sucesivos electrones se ubicaran en los orbitales ya determinados para el átomo de Hidrógeno y de acuerdo a las siguientes reglas.
Principio de exclusión de Pauli
No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Es equivalente a establecer que un orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales.
Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía.
Son de menor energía los de menor valor de n + l.
A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor n.
Diagonales indican el orden de llenado ( energía creciente)
Principio de Hund
En el caso de varios orbitales de igual energía o "degenerados" ( igual n + l , igual n ), por ejemplo una serie de 3 orbitales p, o una serie de 5 orbitales d, o bién una de7 orbitales f. Los electrones entran de a uno en cada uno de ellos, haciéndolo primero, por convención, con spin negativo. Cuando todos los orbitales " degenerados" ya hayan recibido un electrón con spin negativo pueden formarse parejas de spines opuestos.
PROPIEDADES MAGNETICAS DE LAS SUSTANCIAS
Parece conveniente indicar en este momento que el principio de Hund promueve la situación que existan orbitales con un sólo electrón o electrón desapareado. Esta circunstancia tiene una importante consecuencia en las propiedades magnéticas de los elementos. Aquellas sustancias que poseen orbitales con electrones desapareados ( spin - 1/2) tienen propiedades paramagnéticas, esto es, los campos magnéticos de spín se suman, refuerzan o atraen los campos magnéticos externos, las sustancia son imantables.
De no suceder así, es decir, si todos los orbitales tienen electrones apareados ( spin + 1/2 y - 1/2 ) es una circunstancia que determina el diamagnetismo, la sustancia repele campos magnéticos externos y las sustancias no son imantables.
GRAFICO RESUMEN
Diagrama para llenado electrónico, orbitales disponibles y en orden de energía creciente
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y ELECTRONES DE VALENCIA
Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.
SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS
Ubicación de los Números Atómicos por Configuraciones Electrónicas
¿ Cuál es la configuración electrónica detallada del elemento cuyo Z = 77 ?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 5d2 5d1 5d1 5d1
¿Cuales son electrones de valencia?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 5d2 5d1 5d1 5d1
¿Cuales son los números cuánticos del último electrón ?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d!¡ 5d!¡ 5d! 5d! 5d!
n= 5 l =2 m= -1 s = + 1
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.
miércoles 28 de abril de 2010
Unidad 1 y 2
La Química es parte de la Ciencia que estudia la obtención, las propiedades y la transformación de las Sustancias Puras y los sistemas que ellas forman. La Ciencia es el conocimiento obtenido a través del llamado método científico. Este modo comienza con la observación de un fenómeno, continúa con la formulación de hipótesis que intentan explicar lo observado, prosigue con los experimentos que permiten confirmar y descartar las hipótesis. Como resultado de las actividades descritas se obtienen conocimientos particulares que se expresan mediante las leyes científicas . Una visión más general de un tema sostenida por varias leyes se denomina teoría.
La primera categorización de los Sistemas Materiales está basada exclusivamente en el concepto de Fase.
1 Sustancia Pura 2 Sustancias Puras
2 Sustancias Puras
SUBLIMACIÓN
DISOLUCIÓN
EJEMPLOS DE SOLUCIONES
SUSTANCIA PURA
Un átomo de oxígeno se representa por O
Una molécula de una Sustancia Pura se representa por suFórmula
2 H 2 + O 2 = 2 H 2 O
Las Sustancias Puras son una manifestación más o menos sofisticada de la materia que es todo lo que tiene masa o pesa y puede ser perceptible o imperceptible por nuestros sentidos.
Modelo Estructural Molecular de las Sustancias Puras
- Una Sustancia Pura es un conjunto de moléculas idénticas, de igual tamaño, masa, y forma. Como Ejemplo La Siguiente Imagen:
-Podemos así también inferir una definición de molécula: La menor porción material en que se puede presentar una Sustancia Pura. Estas poseen la cualidad del movimiento, también se atraen entre sí.
-En los cambios de tipo físico, que para las sustancias puras ocurren a temperaturas bien definidas, las moléculas permanecen inalteradas y por ello a este tipo de cambios se les denomina comúnmente reversibles.
Las Sustancias Puras y las propiedades
Los cambios de tipo físico de una sustancia pura nos muestran la necesidad de considerar el aspecto propiedades de los sistemas materiales. El aspecto propiedades de los sistemas materiales se enfrenta con el concepto de Fase. Una Fase es una porción de materia que posee idénticas propiedades, tanto físicas como químicas, en toda su extensión. En consecuencia los cambios de estado físico soncambios de Fase. Entonces una Sustancia Pura puede ser una fase sólida o una fase líquida o una fase gaseosa dependiendo de la temperatura a la que se encuentre.
A una determinada presión y a una determinada temperatura, una Sustancia Pura puede presentar coexistencia (existencia simultánea) de tres fases como representa el gráfico a continuación.
La primera categorización de los Sistemas Materiales está basada exclusivamente en el concepto de Fase.
EJEMPLOS DE SISTEMAS HETEROGENEOS
1 Sustancia Pura 2 Sustancias Puras
1 Sustancia Pura 2 Sustancias Puras
2 Sustancias Puras
ANALISIS DE SISTEMAS HETEROGENEOS
Analizar un sistema heterogéneo significa separar las diferentes fases que lo conforman.
TECNICAS DE SEPARACIÓN DE FASES DE SISTEMAS HETEROGENEOS FILTRACIÓN
DECANTACION
CENTRIFUGACIÓN
SUBLIMACIÓN
DISOLUCIÓN
EJEMPLOS DE SISTEMAS HOMOGENEOS
1 Fase
Si observamos las fases líquidas del anterior ejemplo de sistemas homogéneos observamos una diferencia en cuanto al tipo de partículas que forman tales sistemas.
EJEMPLOS DE SOLUCIONES
Las soluciones sólidas las encontramos en sistemas más conocidos como aleaciones ( bronce, aleación de cobre y estaño). La salmuera ( agua con sal común) es líquida y el aire (Oxígeno, Nitrógeno etc..) es gaseosa.
ANALISIS DE SISTEMAS HOMOGENEOS
Analizar un sistema homogéneo significa separar las diferentes Sustancias Puras o tipo de moléculas que lo conforman.
TECNICAS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS PURAS DESDE SISTEMAS HOMOGENEOS
Rotavapor .
El Rotavapor permite la destilación a presión reducida o ligero vacío, de esta forma se logra una disminución de la temperatura de ebullición del solvente. Esta modalidad es conveniente cuando se desea evitar que los solutos de origen biológico se "desnaturalicen " o deterioren por excesivo calentamiento.
EXTRACCIÓN POR SOLVENTE
El soluto es extraído del solvente original por un solvente extractor, inmiscuible con el primero, y que disuelve mejor al soluto
CRISTALIZACIÓN
CONCEPTO PREVIO DE SOLUBILIDAD
La Solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, se puede disolver en una determinada cantidad de solvente a una temperatura y presión dadas. Cuando la solución tiene disuelto la cantidad de soluto que corresponde a la solubilidad se dice que la solución está saturada
La Solubilidad de los sólidos en líquidos por lo general aumenta cuando aumenta la Temperatura.
LAS SUSTANCIAS PURAS
EL CAMBIO QUÍMICO Y LAS LEYES FUNDAMENTALES
Sabemos que una Sustancia Pura es un sistema formado por un tipo de moléculas características para esa Sustancia, es decir de tamaño, masa y forma bien definidas. Cuándo las Sustancias Puras reciben energía mayor que la necesaria para que acontezcan los cambios físicos sus moléculas se modifican, variando el tamaño, la masa y la forma, es decir se transforman en moléculas o Sustancia Puras distintas de las iniciales. En estos casos ha ocurrido un Cambio Químico o Reacción Química.
Cambio Químico
Se observa que algunas moléculas se rompen en fragmentos o degradan con relativa facilidad, finalmente se llega a fragmentos o moléculas muy resistentes a la ruptura o degradación. Estas últimas sustancias de difícil ruptura o degradación se consideran fundamentales y se les denomina Elementos y con ellas se formarían aquellas más complejas y que se les denomina Compuestos.
Ley de la Conservación de la Materia (Lavoisier)
En un cambio químico la masa de los reaccionantes es igual a la masa de los productos.
Ley de las Proporciones Definidas ( Proust)
La proporción en que los elementos se combinan para formarcompuestos es definida o constante no importando la procedenciadel compuesto.
Ley de las proporciones Múltiples (Dalton)
Los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija de un segundo elemento cuando se forman dos o más compuestos están en relación de números enteros. Ejemplo :
Peso de hidrógeno combinado con 1 g de nitrógeno en amoníaco 3
________________________________________________ = _______
MODELO ATÓMICO
Las moléculas están formadas por otras partículas aun mas pequeñas llamadas átomos que tienen que poseer las siguientes características:
1.- Los átomos son partículas, que mediante fuerzas denominadasenlace químico, se unen para formar las moléculas.
2.- Cada elemento tiene un átomo característico, es decir , de tamaño y masa determinados. Existen tantos tipos de átomos como de elementos.
3.- Si los átomos se presentan solitarios, o bien unidos del mismo tipo, se trata de moléculas de un Elemento.
Si los átomos se presentan unidos, de distinto tipo, se trata demolécula de un Compuesto.
4.- Un Cambio Químico es un reordenamiento de átomos
LOS ELEMENTOS Y LOS COMPUESTOS
SUSTANCIA PURA
ELEMENTOS COMPUESTO
NOMENCLATURA QUIMICA Y EJEMPLOS
Un átomo de cobre se representa por su Cu
Un átomo de oxígeno se representa por O
Un átomo de hidrógeno se representa por H
Una molécula de una Sustancia Pura se representa por suFórmula
Una molécula de Oxido de Cobre (I) se representa por Cu2O
El número de átomos del elemento se indica con un subíndice después del Símbolo y se llama Atomicidad.
Un reordenamiento de atomos de la formación del hidróxido de cobre (I) se representa por
Cu2O + H2O = 2 Cu OH
El número de partículas idénticas se indica delante de la fórmula con el Coeficiente Estequiométrico
En volumenes iguales, de cualquier gas, medidos en iguales condiciones de P y T existe igual número de moléculas.
La Presión que ejercen las moléculas al chocar con las paredes del recipiente depende:
1) de la magnitud de los Impactos = masa x velocidad (relacionable con la Energía Cinética = 1/2 masa x velocidad 2 y proporcional a la temperatura)
2) del número de Impactos ( proporcional al número de moléculas)
Avogadro razona:
Si las temperaturas son iguales, las magnitudes de los impactos son iguales (m v = m’v’, la molécula liviana se mueve rápido y la pesada se mueve lento) y si las presiones son iguales, el número de Impactos ( número de moléculas) son iguales.
2 H 2 + O 2 = 2 H 2 O
N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3
H 2 + Cl 2 = 2 H Cl
Primeras escalas de Pesos Atómicos o Pesos relativos.
ESTUDIO DE LOS ATOMOS
La materia y la Electricidad
Surge la noción que la corriente eléctrica es un flujo de partículas que se les llamó electrones.
Tubo de rayos catódicos
Los electrones resultan ser partículas de carga eléctrica negativa cuya razón:
Carga
_________________ = 1,76 . 10 8 (Coulomb / gramo)
Masa
Experimento de la gota de aceite de Millikan
Así la carga del electrón se establece en 1,6 . 10 -19 coulomb y su masa en 9,1. 10 –28 gramos.
LAS PARTICULAS INTRATOMICAS FUNDAMENTALES
Experimento de Rutherford
Rutherford concluye que la lámina de oro es prácticamente vacía, o mejor, el átomo de oro concentra toda su masa en un núcleo de carga positiva de volumen muy pequeño en relación al volumen atómico total.
Comprende la presencia en el núcleo del átomo, de los protones, partículas cargadas positivamente y de masa mayor que la del electrón y que ya habían sido detectadas con el tubo de Thompson. También se comprende la presencia en el nucleo de los neutrones, partículas de igual masa que el protón pero sin carga eléctrica. El nucleo, por la presencia de los protones, tiene carga positiva y por esta razón atrae los electrones (cargas negativas) que giran a su alrededor en órbitas semejantes, en una primera aproximación a las órbitas planetarias del sistema solar.
NOMENCLATURA PARA SISTEMAS ATOMICOS Y SUS MODIFICACIONES.
NUMERO MÁSICO CARGA ELÉCTRICA O ESTADO DE OXIDACIÓN A CARGA
SÍMBOLO S
NÚMERO ATÓMICO ATOMICIDAD Z X
DEFINICIONES
NÚMERO ATÓMICO = NÚMERO DE PROTONES = Z
NÚMERO MÁSICO = NÚMERO DE PROTONES + NÚMERO DE NEUTRONES = A
CARGA ELECTRICA = NÚMERO DE PROTONES - NÚMERO DE ELECTRONES
Ión : Atomo o grupo de atomos cargados eléctricamente.
Isótopos son átomos de igual Z pero distinto A.
Isobaros son átomos de distinto Z pero igual A
DETERMINACIÓN DE LOS PESOS ATOMICOS O PESOS RELATIVOS
Espectrógrafo de masas
El espectrógrafo de masas es un aparato en que por descargas eléctricas los átomos de un elemento se transforman en iones positivos. Estos iones son conducidos a la forma de un haz lineal hasta una zona en que son desviados mediante dispositivos magnéticos o eléctricos de acuerdo a la masa del ión ( los iones más pesados se desvían menos ). Así los iones en diferentes haces según su masa son detectados y cuantificados.
El Peso Atómico relativo se calcula de la siguiente manera:
A r = A1 * X1 + A2 * X2 + .............
Donde los A i son los Números Másicos o bién la masa en Unidades de Masa Atómica ( u.m.a.) de los distintos Isótopos y los X = % abundancia / 100
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