MODULO 1: Física y Química

Unidad 1:

Enlace químico. Clasificación de los tipos de enlaces. Conceptos de estequiometría. Reacciones químicas. Números de oxidación – reducción. Unidades. Concepto de densidad.

Los gases. Temperatura, presión. Presión de vapor. Los humos, que son y porqué se forman.

Los sólidos. Propiedades, energía. Punto de fusión.

Los líquidos y los cambios de estados. Punto de ebullición.

Humo

Nieblas

Enlaces químicos y Clasificación de los tipos de enlaces.

Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más sustancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas sustancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.

 

Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que nos los comemos todos los días - la sal de mesa común!

sodium metal

+

chlorine gas

arrow

salt&shaker

Metal de sodio

 

Gas de Cloro

 

sal de mesa

En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propuso que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.

Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban órbitas en forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos. Sabemos que hay dos principales tipos de enlaces químicos, iónicos y  enlaces covalentes.

 Enlaces Iónicos

En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico.

Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:

Sodium&Chlorine-transfer

 

 

sodio (en la Izquierda) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha)

 

resultando en arrow-down
 

 

 

SodiumChlorineIonsun ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).

Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+ y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace iónico.

 

Los compuestos iónicos comparten muchas características en común:

 

Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados debajo, como pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una molécula sola se vuelve borroso en cristales iónicos ya que el sólido existe como un sistema continuo. Las fuerzas entre las moléculas son comparables a las fuerzas dentro de la molécula, y los compuestos iónicos tienden a formar como resultado cristales sólidos con altos puntos de fusión.

NaCl-crystal

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cristal de Cloruro de Sodio

Esquema de Cristal NaCl

 

Enlace Covalentes

El segundo tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los dos elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.

Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas.

Como resultado, muchos compuestos covalentes son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos.

 

Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes.

Las Estructuras de Puntos de Lewis:

Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.

 

lewis_H

Las Estructuras de Puntos de Lewis

lewis_He

lewis_Li

lewis_Be

 

lewis_B

lewis_C

lewis structure-nitrogen

lewis_O

lewis_F

lewis_Ne

                 

Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de Lewis para el H2 y el O2.

H2

H:H

or

H-H

O2

lewis_O lewis_O

lewis_O2

Enlaces Polares y No-Polares

En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar.

Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.

molecule-H2O spanish caption2Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.

La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado de los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígeno tiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el electrón ocupado anteriormente conduce a una desigual participación. 

Los Dipolos

Ya que los electrones de valencia en las moléculas de agua ocupan más tiempo alrededor del átomo de oxígeno que los átomos de hidrógeno, la parte de oxígeno de la molécula desarrolla una carga parcial negativa (debido a la carga negativa en los electrones). Por la misma razón, la parte de hidrógeno de la molécula desarrolla una carga parcial positiva. Los iones no se forman, a pesar de que la molécula desarrolla en su interior una carga eléctrica parcial llamada un dipolar.

Conceptos de estequiometría.

Ejemplo; tomemos la reacción del hidrógeno con el oxígeno para formar agua. Si tuviésemos un contenedor de gas de hidrógeno y lo quemásemos con la presencia del oxígeno, los dos gases reaccionarían juntos, soltando energía, para formar agua. Para escribir la ecuación química de esta reacción, pondríamos la substancias que reaccionan (los reactantes) del lado izquierdo de la ecuación con una flecha apuntando a las substancias que se forman al lado derecho de la ecuación (los productos). Dada esta información, uno podría adivinar que la ecuación para esta reacción se escribe:

H + O arrowH2O

El signo de suma de lado izquierdo de la ecuación significa que el hidrógeno y el oxígeno están reaccionando.

Desafortunadamente, hay dos problemas con esta ecuación química. Primero, ya que los átomos prefieren tener envolturas de valencia llenas.

En la naturaleza, el hidrógeno y el oxígeno se encuentran como moléculas diatómicas, H2 y O2, respectivamente. Corrigiendo nuestra ecuación tenemos:

H2 + O2 arrow H2O

Pero todavía tenemos un problema. Tal como está escrita, esta ecuación nos dice que una molécula de hidrógeno (con 2 átomos H) reacciona con una molécula de oxígeno (2 átomos O) para formar una molécula de agua (con 2 átomos H y 1 átomo O).

¡En otras palabras, parece que hemos perdido 1 átomo O en el camino!

Para escribir una ecuación química correctamente, el número de átomos del lado izquierdo de la ecuación química tiene que estar precisamente balanceada con los átomos de la derecha de la ecuación.

¿Cómo puede ocurrir esto?

En realidad, el átomo O que 'perdimos' reacciona con la segunda molécula de hidrógeno para formar una segunda molécula de agua. Durante la reacción los enlaces H-H y O-O se rompen y los enlaces H-O se forman en las moléculas de agua.

Por consiguiente, la ecuación balanceada se escribe así:

2H2 + O2 arrow2H2O

 Al escribir ecuaciones químicas, el número delante del símbolo molecular (llamado coeficiente) indica el número de moléculas que participan en la reacción. Si ningún coeficiente aparece delante de la molécula, esto significa uno.

Para escribir una ecuación química de manera correcta, hay que balancear todos los átomos del lado izquierdo de la reacción con los átomos en el lado derecho.

Otro ejemplo: Si usted usa una cocina de gas para cocinar su cena, es probable que su cocina queme gas natural, que es principalmente metano. El metano (CH4) es una molécula que contiene cuatro átomos de hidrógeno enlazados a un átomo de carbono. Cuando usted enciende la cocina, está suministrando la energía de activación para empezar la reacción del metano con el oxígeno en le aire. Durante esta reacción, los enlaces químicos se rompen y se vuelven a formar y los productos que se producen son el dióxido de carbono y el vapor de agua (y, por supuesto la luz y el calor que se ve en la llama). La ecuación química desbalanceada se escribe:

CH4(metano) + O2(oxígeno) arrowCO2(dióxido de carbono) + H2O(agua)

Mire la reacción átomo a átomo. Al lado izquierdo de la ecuación encontramos un átomo de carbón y uno en la derecha.

C

H4

+

O2

arrow

C

O2

+

H2

O

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

^

1 carbón

^

1 carbón

Después vamos hacia el hidrógeno. Hay cuatro átomos de hidrógeno en el lado izquierdo de la ecuación, pero sólo dos en la derecha.

C

H4

+

O2

arrow

C

O2

+

H2

O

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

^

4 hidrógeno

^

2 hidrógeno

Por consiguiente, debemos balancear el átomo H añadiendo el coeficiente 2 delante de la molécula de agua (solamente se puede cambiar coeficientes en una ecuación química, no subscriptos).

Al sumar este coeficiente tenemos:

C

H4

+

O2

arrow

C

O2

+

2H2

O

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

^

4 hidrógeno

^

4 hidrógeno

Lo que esta ecuación quiere decir ahora es que se producen dos moléculas de agua por cada molécula de metano consumido. Pasando al átomo de oxígeno, encontramos 2 en la parte izquierda de la ecuación, pero un total de 4 en el lado derecho (2 de la molécula CO2 y 1 de cada 2 moléculas de agua H2O).

C

H4

+

O2

arrow

C

O2

+

2H2

O

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

^ 2

oxígeno

^ 4

oxígeno

^

Para balancear la ecuación química, debemos sumar el coeficiente 2 delante de la molécula de oxígeno del lado izquierdo de la ecuación, para demostrar que 2 moléculas de oxígeno se consumen por cada molécula de metano que se quema.

C

H4

+

2O2

arrow

C

O2

+

2H2

O

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

^ 4

oxígeno

^ 4

oxígeno

^

La ley de Dalton de las proporciones definidas se aplica a todas las reacciones químicas. Esencialmente, esta ley postula que "una reacción química siempre prosigue de acuerdo a la relación definida por la ecuación química balanceada". Por consiguiente, se puede interpretar la anterior ecuación del metano como "1 parte de metano reacciona con 2 partes de oxígeno para producir una parte de dióxido de carbono y 2 partes de agua."

Esta relación siempre permanece igual; por ejemplo, si empezamos con dos partes de metano, entonces consumiremos cuatro partes de O2 y generaremos dos partes de CO2 y cuatro partes de H2O.

Si empezamos con un exceso de cualquiera de los reactantes (por ejemplo, 5 partes de oxígeno cuando sólo una parte de metano está disponible) los reactantes excedentes no se consumirán:

C

H4

+

5O2

arrow

C

O2

+

2H2

O

+

3O2

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Los reactantes excedentes no se consumirán.

En el ejemplo de arriba, 3O2 tiene que ser añadido al lado derecho de la ecuación para balancearla y demostrar que el oxígeno excedente no se consumirá durante la reacción. En este ejemplo, el metano se denomina el reactivo limitante.

Mientras hemos discutido las ecuaciones balanceadas en términos de números de átomos y de moléculas, recuerde que nunca hablamos de átomos solos (o moléculas) cuando usamos ecuaciones químicas. Esto es debido a que los átomos solos (y las moléculas) son tan pequeñas que son difíciles de aislar. Las ecuaciones químicas se discuten en relación con el número de moles de los reactantes y de los productos usados o producidos. Ya que el mol se refiere al número de átomos (o moléculas) establecido, el término puede ser simplemente substituido por ecuaciones químicas. Por consiguiente, la ecuación balanceada de metano de arriba también puede ser interpretada como "1 mole de metano reacciona con 2 moles de oxígeno para producir un mol de dióxido de carbono y 2 moles de agua'.

La ley de la conservación de la materia establece que la materia ni se pierde ni se gana en las reacciones químicas tradicionales, simplemente cambia de forma. Por consiguiente, si tenemos un cierto número de átomos de un elemento en el lado izquierdo de una ecuación, tenemos que tener el mismo número en el lado derecho. Esto implica que la masa también se conserva durante la reacción química. Tome la reacción del agua por ejemplo::

2H2

+

O2

arrow

2H2O

hydrogen-small hydrogen-small
hydrogen-small hydrogen-small

+

oxygen-small oxygen-small

arrow

water molecule-small water molecule-small

2 * 2.02g

+

32.00g

=

2 * 18.02g

La masa total de los reactantes, 36.04g, es exactamente igual al la masa total de los productos, 36.04g (si está confundido sobre estos pesos moleculares, debe revisar la lección de masa molecular). Esto se aplica para todas las ecuaciones químicas balanceadas.

Reacciones químicas.

La reacción al unir dos o más elementos da como resultado la formación de un enlace químico entre átomos y la formación de un compuesto químico.

¿Pero por qué las sustancias químicas reaccionan al ser unidas?

La razón tiene que ver con la participación de las configuraciones de los electrones del átomo.

Al final de la decada1890, el químico escocés Sir William Ramsay descubrió los siguientes elementos: helio, neón, argón, kriptón y xenón. Estos elementos, junto con el radón, fueron clasificados en el grupo VIIIA de la tabla periódica y apodados gases inertes (o nobles) por su tendencia a no reaccionar con otros elementos. La tendencia de los gases nobles a no reaccionar con otros elementos tiene que ver con las configuraciones de sus electrones. Todos los gases nobles tienen envolturas de valencia. Esta configuración es estable y representa una configuración que otros elementos tratan de alcanzar al reaccionar juntos. En otras palabras, la razón por la cual los átomos reaccionan entre ellos es para alcanzar un estado en el cual su envoltura de valencia se llene.

Miremos la reacción del sodio con el cloro. En su estado atómico, el sodio tiene una electrón de valencia y el cloro siete.

sodium-atom

chlorine-atom

Sodio

Cloro

El cloro, con siete electrones de valencia , necesita un electrón adicional para completar su envoltura de valencia que tiene ocho electrones. El sodio es más complicado. Al principio parece que el sodio necesita siete electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Pero esto le daría al sodio una carga eléctrica de - 7 y lo haría altamente desbalanceado en términos del número de electrones (cargas negativas) relativa al número de protones (cargas positivas). Cuando esto varía, es mucho más fácil para el sodio renunciar a su electrón de valencia y convertirse en un +1 ión. Al hacerlo, el átomo de sodio vacía su tercera valencia y entonces la envoltura externa que contiene electrones, es decir su segunda envoltura, se llena. Esto concuerda con nuestro postulado anterior de que los átomos reaccionan porque están tratando de llenar su envoltura de valencia.

 

sodium chloride - Sodium Chloride

Sodium Chloride

Esta característica, es decir la tendencia de perder electrones cuando entran en reacción química es común a todos los metales. El número de electrones que los átomos de metal perderán (y la carga que ellos adquirirán) es igual al número de electrones en su envoltura de valencia. Para todos los elementos del grupo A de la tabla periódica, el número de valencia de electrones es igual al número del grupo.

Los no metales, en comparación, tienden a ganar electrones (o compartirlos) para completar su envoltura de valencia. Para todos los no metales, excepto el hidrógeno y el helio, la envoltura de valencia está completa con ocho electrones.

Por consiguiente, los no metales ganan electrones correspondientes a la fórmula = 8 - (número de grupo).

El cloro, en el grupo 7, ganará 8 - 7 = 1 electrón y formará un -1 ión.

El hidrógeno y el helio sólo tienen electrones en su primera envoltura de electrones. La capacidad de su envoltura es dos. Por consiguiente, el helio, con dos electrones, ya tiene una envoltura de valencia llena y clasifica dentro del grupo de elementos que tienden a no reaccionar con otros, como los gases nobles.

El hidrógeno, con un electrón de valencia, ganará un electrón cuando forma un ión negativo. Sin embargo, el hidrógeno y otros elementos de la tabla periódica denominados metaloides, pueden efectivamente formar ya sea iones positivos o negativos correspondientes al número de electrones de valencia que tengan. Por consiguiente, el hidrógeno formará un +1 ión cuando pierde su electrón y un -1 cuando gana un electrón.

Energía de Reacción, todas las reacciones químicas están acompañadas por un cambio de energía.

 Algunas reacciones sueltan energía hacia sus alrededores (generalmente como calor) y son llamadas exotérmicas.

Por ejemplo, el sodio y el cloro reaccionan tan violentamente que las llamas pueden ser vistas cuando la reacción exotérmica produce calor.

Algunas reacciones necesitan absorber calor de sus alrededores para seguir adelante. Estas reacciones son llamadas endotérmicas.

Un ejemplo de una reacción endotérmica es esa que tiene lugar en forma instantánea dentro de una 'bolsa de frío'. Generalmente las 'bolsas de frío' comerciales contienen dos compuestos - urea y cloruro de amonio en dos contenedores diferentes dentro de la bolsa de plástico. Cuando se dobla la bolsa y los contenedores interiores se rompen, los dos compuestos se mezclan y empiezan a reaccionar. Ya que la reacción es endotérmica, ella absorbe el calor de sus alrededores y la bolsa se enfría.

Las reacciones que prosiguen inmediatamente cuando dos sustancias se mezclan (tal como la reacción del sodio con el cloro o la urea con el cloruro de amonio) son llamadas reacciones espontáneas.

No todas las reacciones proceden espontáneamente.

Por ejemplo, piense en un fósforo. Cuando se enciende un fósforo se causa una reacción entre los químicos de la cabeza del fósforo y el oxígeno del aire. Pero el fósforo no se encenderá espontáneamente, primero necesita la entrada de la energía, llamada la energía activadora de la reacción. En el caso del fósforo, usted provee la energía activadora como el calor al golpear el fósforo en la caja. Después que la energía activadora se absorbe y la reacción empieza, la reacción continúa hasta que usted apague la llama o se le acabe el material que produce la reacción.

Números de oxidación y Reducción - Iones

Cuando el número de electrones cambia en un átomo, la carga eléctrica también cambia. Si un átomo adquiere electrones, recoge un desproporcionado número de partículas cargadas negativamente y de esta manera, se convierte en negativo. Si un átomo pierde electrones, el balance entre las cargas positivas y negativas cambia en la dirección opuesta y el átomo se convierte en positivo.

En cualquier caso, la magnitud (+1, +2, -1, -2, etc.) de la carga eléctrica corresponderá al número de electrones adquiridos o perdidos.

Los átomos que contienen cargas eléctricas son denominados iones (independientemente que ellos sean positivos o negativos).

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