TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUIMICO
I.- Introducción, conceptos básicos
estructura atómica
(4 horas)
1.- Origen de los números cuánticos y de los orbitales atómicos.
2.- Combinaciones de los números cuánticos y qué representan.
3.- Descubrimiento del número atómico de los elementos.
II.- Clasificación periódica, configuración electrónica y propiedades de los elementos.
( 8 horas)
1.- Estructuración de las configuraciones electrónicas de los elementos de la tabla periódica, y excepciones.
2.- Principio de Afbau
3.- Principio de mínima energía
4.- Principio de exclusión de Pauli
5.- Regla de máxima multiplicidad de Hund.
6.- Regla empírica del menor valor de (n+1).
7.- Escalera energética de los orbitales atómicos, interrelación entre los números cuánticos, con sus respectivos orbitales y con la tabla periódica
8.- Estudio de la tabla periódica moderna, grupos periodos.
9.- Propiedades periódicas: radio atómico, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad
III.- Enlace químico
(10 horas)
1.- Enlace metálico.
2.- Enlace Iónico.
3.- Enlace Covalente.
4.-Tipos de fuerzas químicas.
5.- Compuestos de coordinación.
IV.- Teorías que explican el enlace químico
(10 horas)
1.-Teoría electrostática.
2.- Teoría de enlace de valencia.
3.-Teoría de Orbitales moleculares.
4.- Teoría de Werner de la coordinación.
Bibliografía
1.- Raymond Chang. 2007. QUÏMICA Ed. Mc. Graw Hill, México.
CAPÍTULOS 7, 12, 13, 22
2.- Hill -Petrucci. McCreary-Perry, 2002.
GENERAL CHEMISTRY, fourth edition. Ed. Pearson Prentice Hall, New Yersey.
Pag. 44, 339
3.- Brown-lemay-Bursten.1993
QUÏMICA, la ciencia central. Ed. Prentice-Hall Hispanoamericana S.A. Mex.
Pags. 51, 238, 296
4.- Garritz, J.A. Chamizo. 1994, QUÍMICA, Ed. Addison-Wesley, Iberoamericana, S.A.
Pags. 144, 282
jueves, 31 de diciembre de 2009
miércoles, 2 de septiembre de 2009
viernes, 28 de agosto de 2009
EJERCICIO 1 (Densidad y peso específico)
1.- La densidad del etanol, líquido incoloro comúnmente llamado alcohol de grano, es 0.789 g/ml. Calcular la masa de 17.4 ml de este líquido.
2. - Encuéntrese el volumen de 1.0 Kg de tetracloruro de carbono cuya densidad es de 1.60 g/cm3.
3. - Determínese la masa de aluminio contenida en 5 Pies3 de este material cuyo peso específico es 2.70.
4. - El aire pesa aproximadamente 8 libras por 100 Pies3. Encuéntrese su densidad en: a) Gramos por pie cúbico; b) Gramos por litro; c) Kilogramos por metro cúbico.
5. - Un bloque de madera de 10 pulgadas x 6.0 pulgadas x 2.0 pulgadas, pesa 3libras 10 onzas ¿Cual es la densidad de la madera en g/cm3?.
Respuesta: dmadera = 0.836 g / cm3
6. - Una muestra de ácido sulfúrico concentrado contiene 95.7 % en peso de H2SO4 y su densidad de 1.84 g/cm3.
a) ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene 1 litro de ácido?
b) ¿Cuántos cm3 de ácido contienen 100 g de H2SO4 puro?
7. - Por análisis se ha encontrado que 20 cm3 de ácido clorhídrico concentrado que tiene una densidad de 1.18 g /cm3 contiene 8.36 g de HCl.
a) Encuéntrese la masa de HCl por cm3 de solución de ácido.
b) Encuéntrese el porcentaje en peso (masa) de HCl en el ácido concentrado.
8.- El bromo es un líquido pardo rojizo. Calcular su densidad si 586 g de la sustancia ocupan 188 ml
2. - Encuéntrese el volumen de 1.0 Kg de tetracloruro de carbono cuya densidad es de 1.60 g/cm3.
3. - Determínese la masa de aluminio contenida en 5 Pies3 de este material cuyo peso específico es 2.70.
4. - El aire pesa aproximadamente 8 libras por 100 Pies3. Encuéntrese su densidad en: a) Gramos por pie cúbico; b) Gramos por litro; c) Kilogramos por metro cúbico.
5. - Un bloque de madera de 10 pulgadas x 6.0 pulgadas x 2.0 pulgadas, pesa 3libras 10 onzas ¿Cual es la densidad de la madera en g/cm3?.
Respuesta: dmadera = 0.836 g / cm3
6. - Una muestra de ácido sulfúrico concentrado contiene 95.7 % en peso de H2SO4 y su densidad de 1.84 g/cm3.
a) ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene 1 litro de ácido?
b) ¿Cuántos cm3 de ácido contienen 100 g de H2SO4 puro?
7. - Por análisis se ha encontrado que 20 cm3 de ácido clorhídrico concentrado que tiene una densidad de 1.18 g /cm3 contiene 8.36 g de HCl.
a) Encuéntrese la masa de HCl por cm3 de solución de ácido.
b) Encuéntrese el porcentaje en peso (masa) de HCl en el ácido concentrado.
8.- El bromo es un líquido pardo rojizo. Calcular su densidad si 586 g de la sustancia ocupan 188 ml
martes, 25 de agosto de 2009
Definiciones de la Química
FUNDAMENTOS DE LA QUIMICA
I.- DEFINICIONES
1.- QUIMICA: Es la Ciencia que estudia la materia así como los cambios y transformaciones que le ocurren por la acción de la energía.
En esta definición se presentan dos grandes conceptos de la naturaleza: materia y energía.
2.- MATERIA: El Universo se encuentra en una variedad inagotable de formas, por ejemplo: Estrella, galaxia, planeta, volcán, océano, árbol, niño, manzana, león, flor, etc., todo lo que nos rodea es materia, y presenta algunas propiedades comunes como son:
§ Ocupa un lugar en el espacio.
§ Es objetiva, es decir, existe independientemente de nuestro conocimiento.
§ Tiene masa y peso.
§ Se presenta en cuatro estados físicos.
§ Se distinguen entre sí por sus propiedades físicas y químicas.
§ Es una forma de energía y se pueden interconvertir.
§ Y la propiedad más importante de la materia es que tiene movimiento.
Comentaremos algunas de estas propiedades y las ampliaremos en el curso, se dice que la materia ocupa un lugar en el espacio, pero esto nos hace suponer en la existencia de un espacio disponible, listo para ser ocupado por la materia, el concepto correcto es que la presencia de la materia genera el espacio. En este sentido en el Universo no existe el vacío, porque esto supone la no existencia de la materia y por lo tanto la imposibilidad de que exista el espacio.
La materia tiene masa y peso, estas palabras aparentemente sinónimas tienen una diferencia de fondo, la masa es la cantidad de materia contenida en un cuerpo y es una constante, sin embargo, el peso se refiere a la fuerza gravitacional con que un planeta u otro cuerpo ejerce sobre la materia, en este sentido un material pesa diferente en la Tierra, la Luna o en Júpiter a pesar de contener la misma cantidad de masa, el peso esta así sujeto a la fuerza gravitacional y puede ser calculada por la segunda Ley de Newton.
Se presenta en cuatro estados físicos, tres estables y uno transitorio; estos son el estado sólido, líquido y gaseoso; el otro es el plasma. La diferencia fundamental entre el estado sólido, líquido y gaseoso radica en el orden intermolecular y el grado de movimiento que tienen las moléculas de un compuesto, por ejemplo, en el agua sólida que conocemos como hielo, las moléculas de agua se encuentran ordenadas en posiciones precisas del espacio, unida por enlaces que impiden su movimiento y desplazamiento, esto le da su rigidez característica y le impide cambiar de forma, si un sólido lo calentamos obligamos a sus moléculas a vibrar, rotar y desplazarse, estos movimientos originan rupturas de algunos enlaces y desplazamientos que destruyen la configuración rígida, así se llega al estado líquido, donde aún se conservan algunos enlaces químicos, pero se pierde la rigidez, por esa razón el líquido adquiere la forma del recipiente que las contiene, finalmente si un líquido se calienta, éste adquiere la energía suficiente (movimiento de rotación y translación) para romper los enlaces que aún están presentes entre las moléculas, separándolas del conglomerado molecular y destruyendo así el estado líquido, el estado gaseoso al no tener enlaces intermoleculares, sus componentes tienen las dimensiones atómicas y por ello son invisibles, por otro lado ellas son libres de moverse en todas las direcciones por lo que ocupan cualquier volumen y su gran separación los hace compresibles.
Todos los materiales o sustancias que existen pueden distinguirse por sus propiedades físicas: punto de fusión, punto de ebullición, densidad, color, conductividad eléctrica, conductividad térmica, maleabilidad, ductilidad, dureza, solubilidad, propiedades magnéticas, propiedades ópticas, etc., La propiedad física se puede medir y observar sin que se modifique la composición o identidad de la sustancia; y por sus propiedades químicas: reactividad, poder oxidante, poder reductor, cualidades ácidas, propiedades básicas, sabor, olor, efecto catalítico y en general la capacidad que tiene la materia para reordenarse internamente. La propiedad química se identifica porque ocurre siempre un cambio químico o mejor dicho: Una reacción química.
Las propiedades de la materia corresponden a alguna de las dos categorías: Propiedad extensiva o Propiedad intensiva.
a).- Propiedad extensiva depende de la cantidad de materia que se considere: Masa, Volumen, Longitud, etc.
b).- Propiedad intensiva no depende de la cantidad de materia que se considere: Densidad, temperatura, etc.
Para hablar de las dos últimas cualidades enumeradas que presenta la materia es necesario tener el concepto de energía. La propiedad fundamental que tiene la materia es su MOVIMIENTO, cualquiera que sea su forma de presentación, el movimiento es una propiedad intrínseca de la materia, es decir, al existir la materia existe también su movimiento, que es indestructible como la misma materia. Este movimiento se manifiesta de diferentes maneras, las cuales pueden pasar de una a otra.
3.- ENERGÍA es la medida del movimiento de la materia.
La energía se expresa cuantitativamente de un modo determinado por medio de parámetros, que son característicos para cada forma concreta de movimiento. Así, para el movimiento de translación de una masa libre la energía se expresa mediante la magnitud: E =1/2mv2 (m es la masa y v la velocidad). La energía de una corriente eléctrica es eE (e es la cantidad de electricidad y E es la diferencia de potencial eléctrico).
Un descubrimiento fundamental realizado el siglo XIX se refiere a la transformación de la energía de una forma a otra, pero conservándose. De esta manera, la energía como medida del movimiento de la materia y que se puede transformar de una en otra, refleja la unidad de todas las formas de movimiento, su transformación mutua y la imposibilidad de destruir el movimiento.
LEY DE CONSERVACIÓN Y TRANSFORMACIÓN DE LA ENERGÍA: "La energía no se crea ni se destruye, sino que en todos los procesos y fenómenos, la energía total de todas las partes del sistema material, que actúan en el proceso dado, no aumenta ni disminuye, quedando constante".
La energía puede dividirse en dos grandes sectores para su estudio: calor y trabajo.
4.- CALOR.- Es la transmisión de energía a través de choques caóticos de moléculas de dos cuerpos en contacto. El calor es la medida de la energía transmitida de esta forma.
5.- TRABAJO. – En este caso se incluyen distintas formas de paso del movimiento, que tienen como rasgo común la translación de masas que abarcan gran cantidad de moléculas, bajo la acción de ciertas fuerzas, tales son la elevación de un cuerpo en el campo gravitacional, el paso de cierta cantidad de electricidad desde un potencial electrostático grande a otro menor, la expansión de un gas que se encuentra bajo presión, etc. El trabajo es la medida general del movimiento transmitido de esta manera.
El calor y el trabajo son las dos grandes formas en que se manifiesta la energía y caracterizan cualitativa y cuantitativamente dos formas distintas de transmisión del movimiento de una parte del mundo material a otra.
TRANSFORMACIÓN DE LA MATERIA EN ENERGÍA
En el año 1905 el físico alemán Albert Einstein publicó un artículo llamado: “¿Depende la
inercia de un cuerpo de la energía contenida en él?”.
Este artículo es un modelo perfecto de lo que es el procedimiento deductivo de la física, Einstein se imagino a un átomo desintegrándose radiactivamente y emitiendo rayos gamma. Aplicando el principio de que la energía y la cantidad de movimiento tenían que conservarse en la desintegración, fue capaz de razonar que el átomo que resultaba después de la desintegración debía tener menos masa que el átomo original, además la cantidad de masa que había perdido tenia que ser igual a la energía total, E, emitida en forma de rayos gamma, dividida entre la velocidad de la luz al cuadrado, es decir, m = E/c2. En sus propias palabras “Si un cuerpo libera energía E en forma de radiación su masa disminuye en E/c2”. Fue en este trabajo donde nació su formula más famosa.
E = mc2
IMPLICACIONES: El aspecto más significativo es la unificación natural de los dos grandes conceptos del universo: la masa y la energía, relacionados por una sencilla ecuación y que nos lleva a enunciar una Ley General de Conservación de la masa y la energía: “En el Universo existe una cantidad constante de masa y energía, pudiendo interconvertirse una en otra”.
Otro aspecto es que la ecuación de Einstein reveló una nueva y hasta entonces insospechada fuente de energía. El mero hecho de que un objeto material tenga masa le proporciona una energía, mc2, que es muy sustancial porque la velocidad de la luz es muy grande. En general, esta energía no esta disponible desde un punto de vista práctico, pero se ha demostrado la interconversión de la masa en energía y viceversa en el fenómeno llamado aniquilación de pares, todas las partículas tienen antipartículas, pero el par electrón-positrón fue el primero en descubrirse, cuando el electrón encuentra a un positrón o viceversa, en reposo, pueden aniquilarse dando lugar a dos rayos de luz, uno de los cuales transporta una energía igual a mc2, donde m representa la masa del electrón o del positrón.
Otra implicación muy importante de esta ecuación es la “fusión nuclear”, que algún día puede convertirse en nuestra fuente de energía más barata y no contaminante. Para empezar un protón y un neutrón pueden unirse para formar un núcleo pesado de hidrógeno, perdiendo cierta cantidad de energía, que se la lleva en forma de luz. Esta pérdida de energía significa que el núcleo de hidrógeno tiene menos masa que la suma del protón y el neutrón. No hay en la física clásica ningún mecanismo que pueda explicar esta pérdida de masa, la ecuación de Einstein proporciona una explicación sencilla y natural.
Otro problema que fue resuelto por la fusión nuclear y la energía generada en el proceso fue como las estrellas, incluyendo el Sol, continuaban “quemándose”; esto es, emiten cantidades tan grandes de energía durante tanto tiempo y con tanta intensidad. La primera y más ingenua explicación que se dio fue que el Sol es un montón de carbón encendido. Esta idea feliz se podía rebatir inmediatamente si uno calcula durante cuánto tiempo podría quemarse tal montón de carbón para producir la misma cantidad de energía que la observada para el Sol. La respuesta es de cerca de 1,500 años, mientras que la edad del sistema solar es de varios miles de millones de años. Después del descubrimiento de la radiactividad se propuso la idea de que quizá la energía del Sol era debida a la desintegración radiactiva. Si el Sol estuviese hecho de uranio puro radiaría energía similar a la observada durante varios miles de millones de años. Pero el Sol no esta hecho de uranio sino de hidrógeno y helio, según lo revelan los espectros de emisión atómica. Esto condujo a un callejón sin salida hasta los años veinte, cuando George Gamow, basándose en las ideas de la mecánica cuántica, sugirió que el proceso de fusión podría realmente tener lugar a las temperaturas existentes en el interior de las estrellas. En 1939 y de forma independiente, H. A. Bethe y C. F. Von Weizsacker dieron los detalles de la química nuclear, completando de esta forma la explicación de la generación de la energía solar. En esta imagen no hay problemas con la duración de la vida del Sol, puesto que una pérdida de masa pequeña origina una gran cantidad de energía.
6.- TEMPERATURA. En 1714 el danés Daniel Gabriel Fahrenheit fue el primero en desarrollar una escala termométrica para distinguir que tan "frío" o "caliente" esta un objeto, él utilizó una columna de vidrio llena de mercurio y el cero grados (hoy llamado 0 grados Fahrenheit) lo estableció con la temperatura más baja que le fue posible obtener en el laboratorio, esto se hizo con una mezcla en partes iguales de Hielo/cloruro de amonio, 100oF los marco con la temperatura de su propio cuerpo, al saber que los seres humanos tenemos una temperatura corporal constante.
En 1742 el astrónomo sueco Anders Celsius diseño un termómetro más confiable y sustentado en propiedades físicas de la materia, además de usar vidrio capilar para mejorar la observación y una más rápida respuesta a los cambios de temperatura. Celsius tomó para marcar los 0oC el punto de fusión del agua, es decir, el punto donde el agua sólida (hielo) se encuentra en equilibrio con el estado líquido, los 100 oC se establecieron cuando el agua llega a su punto de ebullición, es decir, cuando la presión de vapor de vapor del líquido esta en equilibrio con la presión atmosférica. Los termómetros modernos están basados en esta escala llamada indistintamente centígrada o Celsius; se utiliza como material sensible el mercurio, por ser un metal líquido que se expande o contrae con el aumento o disminución de la temperatura, aparte de ser buen conductor del calor su brillo lo hace muy distinguible.
Finalmente la escala científica para medir la temperatura es la Kelvin que esta basada en la Ley de Charles y Gay-Lussac. Estos dos investigadores encontraron en el siglo pasado la relación matemática que existe entre el volumen de un gas y su temperatura, a presión constante y se puede escribir como:
V = Vo(1 + a t)
Aquí V es el volumen de una cantidad fija de un gas a presión constante, Vo es el volumen que él ocupa a la temperatura de cero grados en la escala Celsius, alfa es una constante que tiene aproximadamente el valor de 1/273 para todos los gases, y t es la temperatura en la escala Celsius, esta ecuación de estado establece que el volumen de un gas aumenta linealmente con su temperatura. En los gases, la dependencia del volumen respecto a la temperatura es considerablemente más sencilla que en los sólidos y en los líquidos, el hecho de que todos los gases se comporten igualmente cuando son sometidos a un cambio dado de la temperatura sugiere que se deberían utilizar las propiedades de los gases para definir una escala de temperatura, esto es exactamente lo que se hace, la expresión dada anteriormente para expresar la Ley de Charles y Gay-Lussac puede escribirse de nuevo como:
t = ( V - Vo )/Voα
Esta ecuación puede interpretarse diciendo que existe la temperatura t, que, por definición, es una cantidad que aumenta linealmente con el volumen de un gas.
¿Qué es la temperatura? Finalmente reconocer y comprender que cosa era la temperatura llevó más de 150 años después del diseño del primer termómetro y esto fue resuelto bajo la teoría cinética de los gases ideales, en la que se hizo patente que es el movimiento molecular y los choques caóticos los que producen el efecto del calor y que este fenómeno es lo determina la temperatura. La Teoría Cinética de los gases desarrolló las ecuaciones necesarias que relacionan las leyes de los gases con el movimiento molecular y llega a la ecuación: mv / 2 = 3kT/2, donde m es la masa de las moléculas, v, su velocidad, k se le llama constante de Boltzman y resulta de la división de la constante universal de los gases y el número de Avogadro, R/N, finalmente T es la temperatura absoluta o Kelvin. Esta ecuación nos muestra que hay una relación entre la velocidad de un gas con la temperatura. Un hecho importante es que debido al inmenso número de moléculas que existe en un volumen dado y al carácter estadístico de su velocidad, la temperatura sólo nos mide el promedio de la velocidad molecular o más claramente: La temperatura mide el promedio de la energía cinética de las moléculas.
El hecho de que el movimiento molecular que determina la temperatura tenga un carácter estadístico, es decir, que presentan diferente energía cinética provoca algunos hechos interesantes, por ejemplo:
a). - El agua se evapora a cualquier temperatura y eso lo podemos comprobar por los bloques de hielo que se forma en las paredes del congelador.
b). - Cuando calentamos agua hasta que hierva (punto de ebullición) no se evapora toda al mismo tiempo, porque no todas las moléculas tienen la misma energía cinética para evaporarse.
c). - Cuando llueve, el agua se evapora a temperatura ambiente y no necesita llegar al punto de ebullición para evaporarse.
d). - Los perfumes deben sus propiedades odorantes a su rápida evaporación en la que se hallan disueltas las fragancias.
e). - La presencia de las nubes nos demuestra que el agua de los ríos, lagos y mares se evapora en virtud de su diferente energía cinética y por ello grandes volúmenes se ven suspendidas en la atmósfera.
7.- ATOMO: La observación de los cuerpos que nos rodean no nos permite concebir una estructura corpuscular de la materia. El aspecto de los objetos que nos son familiares -una hoja de papel, un trozo de madera o de acero, un líquido- nos haría pensar más en una distribución continua de la materia, por tanto resulta difícil explicar, a partir de tal hipótesis de continuidad, las propiedades de los diferentes cuerpos y sus transformaciones químicas y físicas, por ejemplo la compresión y expansión de los gases se explican fácilmente si se admite que están constituidos por partículas separadas entre sí por el vacío; sin embargo, los gases pueden pasar al estado sólido y líquido, por consiguiente la hipótesis de una estructura corpuscular debe ser válida respecto de todos los estados físicos, si tomamos sal y la disolvemos en un vaso de agua, el líquido homogéneo así obtenido será diferente del agua pura, este fenómeno se explica diciendo que la sal se divide en partículas elementales, las cuales son repartidas entre todas las partículas del agua.
Aunque la palabra átomo se ha utilizado desde la antigüedad el concepto moderno es:
"ÁTOMO ES LA PARTE MÁS PEQUEÑA DE LA MATERIA QUE INTERVIENE EN UNA REACCIÓN QUÍMICA".
8.- SUSTANCIA: Es una forma de materia que tiene composición definida y propiedades distintivas. Algunos ejemplos son el Agua, Amoniaco, Sal de mesa, Cobre, Hierro, Plata, Zinc, Azúcar (Sacarosa), Oxígeno, que identificamos rápidamente por sus propiedades químicas y físicas: densidad, olor, sabor, líquido, sólido, gas, brillo metálico, etc. En el siguiente dibujo se hace una clasificación de la materia.
9.- MEZCLA: Es una combinación de dos o más sustancias en las que éstas conservan sus propiedades distintivas. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas, en la primera se observa una composición uniforme, por ejemplo cuando mezclamos agua con el azúcar, en cambio la mezcla heterogénea tiene una composición no uniforme, por ejemplo cuando observamos la arena podemos distinguir las diferentes partículas que la componen. Las mezclas se pueden separar por diferentes métodos físicos: Evaporación, sublimación, cristalización, destilación, centrifugación, cromatografía, decantación, filtración, imantación, etc.
10.- ELEMENTO: Sustancia que está formado por átomos de la misma especie. En la tierra existen 90 elementos naturales y otros artificiales que podemos encontrar en la tabla periódica. Por ejemplo: carbón, plata, cobre, hidrógeno, azufre, oro, oxígeno, nitrógeno, etc. Es una sustancia pura que no se puede separar en sustancias más sencillas por algún método químico.
11.- COMPUESTO: Sustancia que está formada por átomos de dos o más elementos químicos unidos en proporciones fijas. Los compuestos se pueden separar en sus elementos por métodos químicos. Los compuestos químicos se identifican por su fórmula y por su nombre químico y se clasifican según su composición y sus propiedades físicas y químicas: Óxidos, Ácidos, Hidróxidos, Sales, Hidrocarburos, Alcoholes, Aldehídos, Cetonas, Aromáticos, Aminas, etc.
12.- MOLECULA: Es una partícula compuesta de dos o más átomos iguales o diferentes que puede mantenerse libre e independiente. Representa a los gases homonucleares: H2, O2, N2, F2, Cl2, O3; y compuestos heteronucleares: HCl, NH3, H2O, H2SO4, CH4, C6H6. La molécula es la estructura química más sencilla de los gases y de todos los compuestos químicos sólidos y líquidos, contiene su geometría molecular debido al enlace químico y a la estructura electrónica, su estudio nos permite saber si tiene propiedades polares o no polares, las representamos con los símbolos y las fórmulas en forma molecular, estructural o semicondensada y las podemos estudiar con diferentes modelos: Esferas, barras o espaciales. En el dibujo se plantean algunos ejemplos.
13.- ION: Un ion es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga eléctrica positiva o negativa. El átomo mantiene su número de protones en el núcleo en cualquier reacción química y por lo tanto pierde o gana uno o más electrones que son las partículas que tienen carga negativa.
a).- Si el átomo neutro pierde uno o más electrones adquiere una carga neta positiva y a este ion formado se le conoce como CATIÓN. Ejemplo:
Mg → Mg +2 + 2e –
b).- Si el átomo neutro gana uno o más electrones adquiere una carga neta negativa y a este ion formado se le conoce como ANIÓN. Ejemplo:
N + 3e - → N -3
Se dice que un compuesto es iónico porque es la unión química de un ANIÓN y de un CATIÓN.
14.- ALOTROPO: Las diferentes formas que adquiere un elemento químico, aun en el mismo estado de agregación, se le denomina FORMAS ALOTRÓPICAS, y este fenómeno se conoce como alotropía, por ser el caso más común, nos referiremos como ejemplo al carbón, del cual existen dos formas alotrópicas ampliamente conocidas: diamante y grafito, la existencia de ambas demuestra que las propiedades de las sustancias no dependen sólo de los átomos que las constituyen, sino también de cómo se encuentran arreglados, el grafito y el diamante de una joya sólo contienen átomos de carbono, pero ¡qué diferentes son ambos sólidos! el grafito es negruzco, brillante, quebradizo y buen conductor de la electricidad, mientras que el diamante es transparente, aislante y duro (tanto que permite cortar vidrio o bloques de granito), a pesar de las enormes diferencias, si se calienta un diamante hasta 1800 °C, lentamente se convierte en grafito, que es el alótropo más estable, y a la inversa, aplicando presiones enormes, pequeñísimas muestras de grafito han podido transformarse en diamante. Recientemente se han detectado otras dos formas alotrópicas del carbono, no tan conocidas como las anteriores : carbón VI y fullerenos, el primero está constituido por una larga cadena de átomos de carbono en los que se alternan enlaces sencillos y triples, y se le ha encontrado en meteoritos y en depósitos terrestres de grafito, por su parte, los fullerenos han sido la novedad científica de la segunda mitad de los años ochenta; su síntesis se logró en 1985 mediante la evaporación del grafito por medio de un rayo láser. Uno de los fragmentos formados tenía 60 átomos de carbono y se encontró que poseía una estructura simétrica cuasi esférica, muy parecida al balón de fútbol, con pentágonos y hexágonos alternados, por esta razón se le da el nombre formal de Fullerenos en honor del arquitecto Richard Buckminster Fuller inventor del domo geodésico que tiene una estructura similar.
GRAFITOGrafito
Diamante
FULLERENO O FUTBOLENOFullereno
Los componentes de la partícula más pequeña que entra en una reacción química, el átomo, son: electrones, protones y neutrones, los electrones fueron descubiertos en 1896 por el físico ingles Joseph John Thomson tras una larga serie de experimentos que lo llevaron a concluir que toda la materia contiene una pequeña carga negativa, cuantificada poco después por el norteamericano Robert Andrews Millikan, ahora se sabe que los electrones son parte fundamental del átomo y sus características fundamentales son: masa = 9.10 X 10-31 kg y carga = -1.60 X 10 -19 coulomb.
Los protones fueron descubiertos por el físico alemán Goldestein, también efectuando experimentos similares a los de Joseph John Thomson con los rayos catódicos, las características de los protones son: masa = 1.6724 X -27 kg. y carga = +1.60 X-19 coulomb. Finalmente los neutrones fueron descubiertos por el físico ingles James Chadwick en 1932. Desde el descubrimiento del neutrón se sabe que todos los átomos contienen estas tres partículas fundamentales, en un átomo neutro, el número de electrones que se hallan girando alrededor del núcleo es igual al número de protones que se hallan dentro del núcleo. En 1927 con el desarrollo de la Mecánica Cuántica se sabe que las propiedades químicas están determinadas por la distribución de electrones que tiene el átomo en sus niveles de energía y es por esa causa que hay elementos muy parecidos entre sí, por ejemplo: Li, Na, K, Rb; otros: Cu, Ag, Au; otros: He, Ne, Ar, Kr, Xe
Los protones son los que determinan la identidad de cada elemento, son los protones los que marcan la diferencia fundamental entre un elemento y otro, así por ejemplo: el único elemento que tiene 6 protones es el carbono; el único elemento que tiene 8 protones es el oxígeno; el único elemento que tiene 20 protones es el calcio y el único elemento que tiene 79 protones es el oro. Los alquimistas invirtieron 300 años tratando de convertir el hierro en oro, pero el hierro tiene 26 protones y el oro 79.
15.- NÚMERO ATÓMICO: Es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo y que numéricamente es igual al número de electrones en un átomo neutro.
Dos átomos con la misma carga nuclear (mismo número de protones), no deben tener necesariamente el mismo número de neutrones, como un neutrón no tiene carga eléctrica, no influye en el número de electrones en un átomo.
16. – ISOTOPO: Átomos con el mismo número de protones, pero con diferente número de neutrones y por lo mismo diferente masa atómica.
Existen 3 isótopos de Hidrógeno: hidrógeno (un protón); deuterio (un protón y un neutrón) y tritio (un protón y dos neutrones). Se puede ver que todos tienen un protón y por eso se caracterizan como hidrógeno, pero al tener diferente número de neutrones, poseen diferente masa.
17.- MASA ATÓMICA: Es la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico.
De esta definición debemos entender que el peso o masa atómica que viene en la tabla periódica sólo es el promedio de los pesos atómicos de los isótopos de cada elemento.
¿Qué función desempeñan los neutrones dentro del núcleo? Aunque los neutrones fueron descubiertos en 1932 no se entendía cuál era su función en el interior del núcleo, hasta que en 1947 el físico japonés Heideki Yukawa explico su presencia por las fuerzas de intercambio, más poderosas que las gravitacionales o las fuerzas eléctricas, en ellas continuamente se están intercambiando o interconvirtiendo los protones en neutrones y los neutrones en protones para reducir al mínimo las fuerzas de repulsión eléctricas y estabilizar el núcleo atómico que de otra manera se desintegraría.
MASA ATÓMICA Y MASA NUCLEAR: El número de masa o masa atómica es una indicación aproximada de la masa de un átomo. Las medidas indican que los átomos que contienen muchos protones y neutrones no son múltiplos enteros de la masa del Hidrógeno, las medidas reales de la masa se efectúan con un espectrógrafo de masas, instrumentos que usan una combinación de campos eléctricos y magnéticos para ejercer fuerza sobre átomos ionizados, de acuerdo a la masa de dichos iones se produce una deflexión (curvatura) que es proporcional a su masa atómica.
18.- LA UNIDAD DE MASA ATÓMICA: Aunque es posible la medición absoluta de la masa atómica en gramos, es mucho más fácil usar medidas relativas, por este motivo, las masas atómicas se dan usualmente en términos de una masa asignada arbitrariamente. Históricamente, las medidas de masa relativa de diversos tipos de átomos precedieron a las medidas absolutas, ya que esto pudo hacerse por métodos químicos simples, se eligió una escala basada en el oxígeno, tomando la masa del átomo de oxígeno exactamente como 16 unidades de masa atómica (uma), de modo que una uma = 1/16 de la masa del átomo de oxígeno. Todo fue muy bien hasta el descubrimiento de los isótopos y, de modo especial, hasta el descubrimiento hecho en 1929 por Giauque y Johnston de que el oxígeno consiste de tres isótopos que son O16, O 17 y O 18. Así, los pesos atómicos de los elementos químicos no habían sido medidos con precisión. En la actualidad se acepta una nueva unidad de masa atómica, abreviada u, y es exactamente 1/12 de la masa de C12. En esta escala el oxígeno pesa 15.99491 u.
19.- MOL: Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) como átomos que hay exactamente en 12 g de carbono-12. El número de partículas se ha calculado experimentalmente y se le conoce como NUMERO DE AVOGADRO, (NA), en honor del científico italiano Amedeo Avogadro, su valor redondeado es:
NA = 6.022 X 10 23
De tal forma que si tenemos un mol de átomos de hidrógeno, tiene 6.022 X 10 23 átomos de hidrógeno; un mol de moléculas de hidrógeno tendrá 6.022 X 10 23 moléculas.
Un mol de átomos de carbono-12 tiene una masa exacta de 12 g y 6.022 X 1023 átomos, a esta cantidad se le conoce como masa molar.
20.- MASA MOLAR: Se define como la masa en gramos o kilogramos de un mol de átomos o moléculas de una sustancia. La masa atómica de un elemento se expresa en uma y la masa molar en gramos, pero el valor es el mismo. Igual si hablamos de masa molecular de un compuesto en uma y su masa molar en gramos.
I.- DEFINICIONES
1.- QUIMICA: Es la Ciencia que estudia la materia así como los cambios y transformaciones que le ocurren por la acción de la energía.
En esta definición se presentan dos grandes conceptos de la naturaleza: materia y energía.
2.- MATERIA: El Universo se encuentra en una variedad inagotable de formas, por ejemplo: Estrella, galaxia, planeta, volcán, océano, árbol, niño, manzana, león, flor, etc., todo lo que nos rodea es materia, y presenta algunas propiedades comunes como son:
§ Ocupa un lugar en el espacio.
§ Es objetiva, es decir, existe independientemente de nuestro conocimiento.
§ Tiene masa y peso.
§ Se presenta en cuatro estados físicos.
§ Se distinguen entre sí por sus propiedades físicas y químicas.
§ Es una forma de energía y se pueden interconvertir.
§ Y la propiedad más importante de la materia es que tiene movimiento.
Comentaremos algunas de estas propiedades y las ampliaremos en el curso, se dice que la materia ocupa un lugar en el espacio, pero esto nos hace suponer en la existencia de un espacio disponible, listo para ser ocupado por la materia, el concepto correcto es que la presencia de la materia genera el espacio. En este sentido en el Universo no existe el vacío, porque esto supone la no existencia de la materia y por lo tanto la imposibilidad de que exista el espacio.
La materia tiene masa y peso, estas palabras aparentemente sinónimas tienen una diferencia de fondo, la masa es la cantidad de materia contenida en un cuerpo y es una constante, sin embargo, el peso se refiere a la fuerza gravitacional con que un planeta u otro cuerpo ejerce sobre la materia, en este sentido un material pesa diferente en la Tierra, la Luna o en Júpiter a pesar de contener la misma cantidad de masa, el peso esta así sujeto a la fuerza gravitacional y puede ser calculada por la segunda Ley de Newton.
Se presenta en cuatro estados físicos, tres estables y uno transitorio; estos son el estado sólido, líquido y gaseoso; el otro es el plasma. La diferencia fundamental entre el estado sólido, líquido y gaseoso radica en el orden intermolecular y el grado de movimiento que tienen las moléculas de un compuesto, por ejemplo, en el agua sólida que conocemos como hielo, las moléculas de agua se encuentran ordenadas en posiciones precisas del espacio, unida por enlaces que impiden su movimiento y desplazamiento, esto le da su rigidez característica y le impide cambiar de forma, si un sólido lo calentamos obligamos a sus moléculas a vibrar, rotar y desplazarse, estos movimientos originan rupturas de algunos enlaces y desplazamientos que destruyen la configuración rígida, así se llega al estado líquido, donde aún se conservan algunos enlaces químicos, pero se pierde la rigidez, por esa razón el líquido adquiere la forma del recipiente que las contiene, finalmente si un líquido se calienta, éste adquiere la energía suficiente (movimiento de rotación y translación) para romper los enlaces que aún están presentes entre las moléculas, separándolas del conglomerado molecular y destruyendo así el estado líquido, el estado gaseoso al no tener enlaces intermoleculares, sus componentes tienen las dimensiones atómicas y por ello son invisibles, por otro lado ellas son libres de moverse en todas las direcciones por lo que ocupan cualquier volumen y su gran separación los hace compresibles.
Todos los materiales o sustancias que existen pueden distinguirse por sus propiedades físicas: punto de fusión, punto de ebullición, densidad, color, conductividad eléctrica, conductividad térmica, maleabilidad, ductilidad, dureza, solubilidad, propiedades magnéticas, propiedades ópticas, etc., La propiedad física se puede medir y observar sin que se modifique la composición o identidad de la sustancia; y por sus propiedades químicas: reactividad, poder oxidante, poder reductor, cualidades ácidas, propiedades básicas, sabor, olor, efecto catalítico y en general la capacidad que tiene la materia para reordenarse internamente. La propiedad química se identifica porque ocurre siempre un cambio químico o mejor dicho: Una reacción química.
Las propiedades de la materia corresponden a alguna de las dos categorías: Propiedad extensiva o Propiedad intensiva.
a).- Propiedad extensiva depende de la cantidad de materia que se considere: Masa, Volumen, Longitud, etc.
b).- Propiedad intensiva no depende de la cantidad de materia que se considere: Densidad, temperatura, etc.
Para hablar de las dos últimas cualidades enumeradas que presenta la materia es necesario tener el concepto de energía. La propiedad fundamental que tiene la materia es su MOVIMIENTO, cualquiera que sea su forma de presentación, el movimiento es una propiedad intrínseca de la materia, es decir, al existir la materia existe también su movimiento, que es indestructible como la misma materia. Este movimiento se manifiesta de diferentes maneras, las cuales pueden pasar de una a otra.
3.- ENERGÍA es la medida del movimiento de la materia.
La energía se expresa cuantitativamente de un modo determinado por medio de parámetros, que son característicos para cada forma concreta de movimiento. Así, para el movimiento de translación de una masa libre la energía se expresa mediante la magnitud: E =1/2mv2 (m es la masa y v la velocidad). La energía de una corriente eléctrica es eE (e es la cantidad de electricidad y E es la diferencia de potencial eléctrico).
Un descubrimiento fundamental realizado el siglo XIX se refiere a la transformación de la energía de una forma a otra, pero conservándose. De esta manera, la energía como medida del movimiento de la materia y que se puede transformar de una en otra, refleja la unidad de todas las formas de movimiento, su transformación mutua y la imposibilidad de destruir el movimiento.
LEY DE CONSERVACIÓN Y TRANSFORMACIÓN DE LA ENERGÍA: "La energía no se crea ni se destruye, sino que en todos los procesos y fenómenos, la energía total de todas las partes del sistema material, que actúan en el proceso dado, no aumenta ni disminuye, quedando constante".
La energía puede dividirse en dos grandes sectores para su estudio: calor y trabajo.
4.- CALOR.- Es la transmisión de energía a través de choques caóticos de moléculas de dos cuerpos en contacto. El calor es la medida de la energía transmitida de esta forma.
5.- TRABAJO. – En este caso se incluyen distintas formas de paso del movimiento, que tienen como rasgo común la translación de masas que abarcan gran cantidad de moléculas, bajo la acción de ciertas fuerzas, tales son la elevación de un cuerpo en el campo gravitacional, el paso de cierta cantidad de electricidad desde un potencial electrostático grande a otro menor, la expansión de un gas que se encuentra bajo presión, etc. El trabajo es la medida general del movimiento transmitido de esta manera.
El calor y el trabajo son las dos grandes formas en que se manifiesta la energía y caracterizan cualitativa y cuantitativamente dos formas distintas de transmisión del movimiento de una parte del mundo material a otra.
TRANSFORMACIÓN DE LA MATERIA EN ENERGÍA
En el año 1905 el físico alemán Albert Einstein publicó un artículo llamado: “¿Depende la
inercia de un cuerpo de la energía contenida en él?”.
Este artículo es un modelo perfecto de lo que es el procedimiento deductivo de la física, Einstein se imagino a un átomo desintegrándose radiactivamente y emitiendo rayos gamma. Aplicando el principio de que la energía y la cantidad de movimiento tenían que conservarse en la desintegración, fue capaz de razonar que el átomo que resultaba después de la desintegración debía tener menos masa que el átomo original, además la cantidad de masa que había perdido tenia que ser igual a la energía total, E, emitida en forma de rayos gamma, dividida entre la velocidad de la luz al cuadrado, es decir, m = E/c2. En sus propias palabras “Si un cuerpo libera energía E en forma de radiación su masa disminuye en E/c2”. Fue en este trabajo donde nació su formula más famosa.
E = mc2
IMPLICACIONES: El aspecto más significativo es la unificación natural de los dos grandes conceptos del universo: la masa y la energía, relacionados por una sencilla ecuación y que nos lleva a enunciar una Ley General de Conservación de la masa y la energía: “En el Universo existe una cantidad constante de masa y energía, pudiendo interconvertirse una en otra”.
Otro aspecto es que la ecuación de Einstein reveló una nueva y hasta entonces insospechada fuente de energía. El mero hecho de que un objeto material tenga masa le proporciona una energía, mc2, que es muy sustancial porque la velocidad de la luz es muy grande. En general, esta energía no esta disponible desde un punto de vista práctico, pero se ha demostrado la interconversión de la masa en energía y viceversa en el fenómeno llamado aniquilación de pares, todas las partículas tienen antipartículas, pero el par electrón-positrón fue el primero en descubrirse, cuando el electrón encuentra a un positrón o viceversa, en reposo, pueden aniquilarse dando lugar a dos rayos de luz, uno de los cuales transporta una energía igual a mc2, donde m representa la masa del electrón o del positrón.
Otra implicación muy importante de esta ecuación es la “fusión nuclear”, que algún día puede convertirse en nuestra fuente de energía más barata y no contaminante. Para empezar un protón y un neutrón pueden unirse para formar un núcleo pesado de hidrógeno, perdiendo cierta cantidad de energía, que se la lleva en forma de luz. Esta pérdida de energía significa que el núcleo de hidrógeno tiene menos masa que la suma del protón y el neutrón. No hay en la física clásica ningún mecanismo que pueda explicar esta pérdida de masa, la ecuación de Einstein proporciona una explicación sencilla y natural.
Otro problema que fue resuelto por la fusión nuclear y la energía generada en el proceso fue como las estrellas, incluyendo el Sol, continuaban “quemándose”; esto es, emiten cantidades tan grandes de energía durante tanto tiempo y con tanta intensidad. La primera y más ingenua explicación que se dio fue que el Sol es un montón de carbón encendido. Esta idea feliz se podía rebatir inmediatamente si uno calcula durante cuánto tiempo podría quemarse tal montón de carbón para producir la misma cantidad de energía que la observada para el Sol. La respuesta es de cerca de 1,500 años, mientras que la edad del sistema solar es de varios miles de millones de años. Después del descubrimiento de la radiactividad se propuso la idea de que quizá la energía del Sol era debida a la desintegración radiactiva. Si el Sol estuviese hecho de uranio puro radiaría energía similar a la observada durante varios miles de millones de años. Pero el Sol no esta hecho de uranio sino de hidrógeno y helio, según lo revelan los espectros de emisión atómica. Esto condujo a un callejón sin salida hasta los años veinte, cuando George Gamow, basándose en las ideas de la mecánica cuántica, sugirió que el proceso de fusión podría realmente tener lugar a las temperaturas existentes en el interior de las estrellas. En 1939 y de forma independiente, H. A. Bethe y C. F. Von Weizsacker dieron los detalles de la química nuclear, completando de esta forma la explicación de la generación de la energía solar. En esta imagen no hay problemas con la duración de la vida del Sol, puesto que una pérdida de masa pequeña origina una gran cantidad de energía.
6.- TEMPERATURA. En 1714 el danés Daniel Gabriel Fahrenheit fue el primero en desarrollar una escala termométrica para distinguir que tan "frío" o "caliente" esta un objeto, él utilizó una columna de vidrio llena de mercurio y el cero grados (hoy llamado 0 grados Fahrenheit) lo estableció con la temperatura más baja que le fue posible obtener en el laboratorio, esto se hizo con una mezcla en partes iguales de Hielo/cloruro de amonio, 100oF los marco con la temperatura de su propio cuerpo, al saber que los seres humanos tenemos una temperatura corporal constante.
En 1742 el astrónomo sueco Anders Celsius diseño un termómetro más confiable y sustentado en propiedades físicas de la materia, además de usar vidrio capilar para mejorar la observación y una más rápida respuesta a los cambios de temperatura. Celsius tomó para marcar los 0oC el punto de fusión del agua, es decir, el punto donde el agua sólida (hielo) se encuentra en equilibrio con el estado líquido, los 100 oC se establecieron cuando el agua llega a su punto de ebullición, es decir, cuando la presión de vapor de vapor del líquido esta en equilibrio con la presión atmosférica. Los termómetros modernos están basados en esta escala llamada indistintamente centígrada o Celsius; se utiliza como material sensible el mercurio, por ser un metal líquido que se expande o contrae con el aumento o disminución de la temperatura, aparte de ser buen conductor del calor su brillo lo hace muy distinguible.
Finalmente la escala científica para medir la temperatura es la Kelvin que esta basada en la Ley de Charles y Gay-Lussac. Estos dos investigadores encontraron en el siglo pasado la relación matemática que existe entre el volumen de un gas y su temperatura, a presión constante y se puede escribir como:
V = Vo(1 + a t)
Aquí V es el volumen de una cantidad fija de un gas a presión constante, Vo es el volumen que él ocupa a la temperatura de cero grados en la escala Celsius, alfa es una constante que tiene aproximadamente el valor de 1/273 para todos los gases, y t es la temperatura en la escala Celsius, esta ecuación de estado establece que el volumen de un gas aumenta linealmente con su temperatura. En los gases, la dependencia del volumen respecto a la temperatura es considerablemente más sencilla que en los sólidos y en los líquidos, el hecho de que todos los gases se comporten igualmente cuando son sometidos a un cambio dado de la temperatura sugiere que se deberían utilizar las propiedades de los gases para definir una escala de temperatura, esto es exactamente lo que se hace, la expresión dada anteriormente para expresar la Ley de Charles y Gay-Lussac puede escribirse de nuevo como:
t = ( V - Vo )/Voα
Esta ecuación puede interpretarse diciendo que existe la temperatura t, que, por definición, es una cantidad que aumenta linealmente con el volumen de un gas.
¿Qué es la temperatura? Finalmente reconocer y comprender que cosa era la temperatura llevó más de 150 años después del diseño del primer termómetro y esto fue resuelto bajo la teoría cinética de los gases ideales, en la que se hizo patente que es el movimiento molecular y los choques caóticos los que producen el efecto del calor y que este fenómeno es lo determina la temperatura. La Teoría Cinética de los gases desarrolló las ecuaciones necesarias que relacionan las leyes de los gases con el movimiento molecular y llega a la ecuación: mv / 2 = 3kT/2, donde m es la masa de las moléculas, v, su velocidad, k se le llama constante de Boltzman y resulta de la división de la constante universal de los gases y el número de Avogadro, R/N, finalmente T es la temperatura absoluta o Kelvin. Esta ecuación nos muestra que hay una relación entre la velocidad de un gas con la temperatura. Un hecho importante es que debido al inmenso número de moléculas que existe en un volumen dado y al carácter estadístico de su velocidad, la temperatura sólo nos mide el promedio de la velocidad molecular o más claramente: La temperatura mide el promedio de la energía cinética de las moléculas.
El hecho de que el movimiento molecular que determina la temperatura tenga un carácter estadístico, es decir, que presentan diferente energía cinética provoca algunos hechos interesantes, por ejemplo:
a). - El agua se evapora a cualquier temperatura y eso lo podemos comprobar por los bloques de hielo que se forma en las paredes del congelador.
b). - Cuando calentamos agua hasta que hierva (punto de ebullición) no se evapora toda al mismo tiempo, porque no todas las moléculas tienen la misma energía cinética para evaporarse.
c). - Cuando llueve, el agua se evapora a temperatura ambiente y no necesita llegar al punto de ebullición para evaporarse.
d). - Los perfumes deben sus propiedades odorantes a su rápida evaporación en la que se hallan disueltas las fragancias.
e). - La presencia de las nubes nos demuestra que el agua de los ríos, lagos y mares se evapora en virtud de su diferente energía cinética y por ello grandes volúmenes se ven suspendidas en la atmósfera.
7.- ATOMO: La observación de los cuerpos que nos rodean no nos permite concebir una estructura corpuscular de la materia. El aspecto de los objetos que nos son familiares -una hoja de papel, un trozo de madera o de acero, un líquido- nos haría pensar más en una distribución continua de la materia, por tanto resulta difícil explicar, a partir de tal hipótesis de continuidad, las propiedades de los diferentes cuerpos y sus transformaciones químicas y físicas, por ejemplo la compresión y expansión de los gases se explican fácilmente si se admite que están constituidos por partículas separadas entre sí por el vacío; sin embargo, los gases pueden pasar al estado sólido y líquido, por consiguiente la hipótesis de una estructura corpuscular debe ser válida respecto de todos los estados físicos, si tomamos sal y la disolvemos en un vaso de agua, el líquido homogéneo así obtenido será diferente del agua pura, este fenómeno se explica diciendo que la sal se divide en partículas elementales, las cuales son repartidas entre todas las partículas del agua.
Aunque la palabra átomo se ha utilizado desde la antigüedad el concepto moderno es:
"ÁTOMO ES LA PARTE MÁS PEQUEÑA DE LA MATERIA QUE INTERVIENE EN UNA REACCIÓN QUÍMICA".
8.- SUSTANCIA: Es una forma de materia que tiene composición definida y propiedades distintivas. Algunos ejemplos son el Agua, Amoniaco, Sal de mesa, Cobre, Hierro, Plata, Zinc, Azúcar (Sacarosa), Oxígeno, que identificamos rápidamente por sus propiedades químicas y físicas: densidad, olor, sabor, líquido, sólido, gas, brillo metálico, etc. En el siguiente dibujo se hace una clasificación de la materia.
9.- MEZCLA: Es una combinación de dos o más sustancias en las que éstas conservan sus propiedades distintivas. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas, en la primera se observa una composición uniforme, por ejemplo cuando mezclamos agua con el azúcar, en cambio la mezcla heterogénea tiene una composición no uniforme, por ejemplo cuando observamos la arena podemos distinguir las diferentes partículas que la componen. Las mezclas se pueden separar por diferentes métodos físicos: Evaporación, sublimación, cristalización, destilación, centrifugación, cromatografía, decantación, filtración, imantación, etc.
10.- ELEMENTO: Sustancia que está formado por átomos de la misma especie. En la tierra existen 90 elementos naturales y otros artificiales que podemos encontrar en la tabla periódica. Por ejemplo: carbón, plata, cobre, hidrógeno, azufre, oro, oxígeno, nitrógeno, etc. Es una sustancia pura que no se puede separar en sustancias más sencillas por algún método químico.
11.- COMPUESTO: Sustancia que está formada por átomos de dos o más elementos químicos unidos en proporciones fijas. Los compuestos se pueden separar en sus elementos por métodos químicos. Los compuestos químicos se identifican por su fórmula y por su nombre químico y se clasifican según su composición y sus propiedades físicas y químicas: Óxidos, Ácidos, Hidróxidos, Sales, Hidrocarburos, Alcoholes, Aldehídos, Cetonas, Aromáticos, Aminas, etc.
12.- MOLECULA: Es una partícula compuesta de dos o más átomos iguales o diferentes que puede mantenerse libre e independiente. Representa a los gases homonucleares: H2, O2, N2, F2, Cl2, O3; y compuestos heteronucleares: HCl, NH3, H2O, H2SO4, CH4, C6H6. La molécula es la estructura química más sencilla de los gases y de todos los compuestos químicos sólidos y líquidos, contiene su geometría molecular debido al enlace químico y a la estructura electrónica, su estudio nos permite saber si tiene propiedades polares o no polares, las representamos con los símbolos y las fórmulas en forma molecular, estructural o semicondensada y las podemos estudiar con diferentes modelos: Esferas, barras o espaciales. En el dibujo se plantean algunos ejemplos.
13.- ION: Un ion es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga eléctrica positiva o negativa. El átomo mantiene su número de protones en el núcleo en cualquier reacción química y por lo tanto pierde o gana uno o más electrones que son las partículas que tienen carga negativa.
a).- Si el átomo neutro pierde uno o más electrones adquiere una carga neta positiva y a este ion formado se le conoce como CATIÓN. Ejemplo:
Mg → Mg +2 + 2e –
b).- Si el átomo neutro gana uno o más electrones adquiere una carga neta negativa y a este ion formado se le conoce como ANIÓN. Ejemplo:
N + 3e - → N -3
Se dice que un compuesto es iónico porque es la unión química de un ANIÓN y de un CATIÓN.
14.- ALOTROPO: Las diferentes formas que adquiere un elemento químico, aun en el mismo estado de agregación, se le denomina FORMAS ALOTRÓPICAS, y este fenómeno se conoce como alotropía, por ser el caso más común, nos referiremos como ejemplo al carbón, del cual existen dos formas alotrópicas ampliamente conocidas: diamante y grafito, la existencia de ambas demuestra que las propiedades de las sustancias no dependen sólo de los átomos que las constituyen, sino también de cómo se encuentran arreglados, el grafito y el diamante de una joya sólo contienen átomos de carbono, pero ¡qué diferentes son ambos sólidos! el grafito es negruzco, brillante, quebradizo y buen conductor de la electricidad, mientras que el diamante es transparente, aislante y duro (tanto que permite cortar vidrio o bloques de granito), a pesar de las enormes diferencias, si se calienta un diamante hasta 1800 °C, lentamente se convierte en grafito, que es el alótropo más estable, y a la inversa, aplicando presiones enormes, pequeñísimas muestras de grafito han podido transformarse en diamante. Recientemente se han detectado otras dos formas alotrópicas del carbono, no tan conocidas como las anteriores : carbón VI y fullerenos, el primero está constituido por una larga cadena de átomos de carbono en los que se alternan enlaces sencillos y triples, y se le ha encontrado en meteoritos y en depósitos terrestres de grafito, por su parte, los fullerenos han sido la novedad científica de la segunda mitad de los años ochenta; su síntesis se logró en 1985 mediante la evaporación del grafito por medio de un rayo láser. Uno de los fragmentos formados tenía 60 átomos de carbono y se encontró que poseía una estructura simétrica cuasi esférica, muy parecida al balón de fútbol, con pentágonos y hexágonos alternados, por esta razón se le da el nombre formal de Fullerenos en honor del arquitecto Richard Buckminster Fuller inventor del domo geodésico que tiene una estructura similar.
GRAFITOGrafito
Diamante
FULLERENO O FUTBOLENOFullereno
Los componentes de la partícula más pequeña que entra en una reacción química, el átomo, son: electrones, protones y neutrones, los electrones fueron descubiertos en 1896 por el físico ingles Joseph John Thomson tras una larga serie de experimentos que lo llevaron a concluir que toda la materia contiene una pequeña carga negativa, cuantificada poco después por el norteamericano Robert Andrews Millikan, ahora se sabe que los electrones son parte fundamental del átomo y sus características fundamentales son: masa = 9.10 X 10-31 kg y carga = -1.60 X 10 -19 coulomb.
Los protones fueron descubiertos por el físico alemán Goldestein, también efectuando experimentos similares a los de Joseph John Thomson con los rayos catódicos, las características de los protones son: masa = 1.6724 X -27 kg. y carga = +1.60 X-19 coulomb. Finalmente los neutrones fueron descubiertos por el físico ingles James Chadwick en 1932. Desde el descubrimiento del neutrón se sabe que todos los átomos contienen estas tres partículas fundamentales, en un átomo neutro, el número de electrones que se hallan girando alrededor del núcleo es igual al número de protones que se hallan dentro del núcleo. En 1927 con el desarrollo de la Mecánica Cuántica se sabe que las propiedades químicas están determinadas por la distribución de electrones que tiene el átomo en sus niveles de energía y es por esa causa que hay elementos muy parecidos entre sí, por ejemplo: Li, Na, K, Rb; otros: Cu, Ag, Au; otros: He, Ne, Ar, Kr, Xe
Los protones son los que determinan la identidad de cada elemento, son los protones los que marcan la diferencia fundamental entre un elemento y otro, así por ejemplo: el único elemento que tiene 6 protones es el carbono; el único elemento que tiene 8 protones es el oxígeno; el único elemento que tiene 20 protones es el calcio y el único elemento que tiene 79 protones es el oro. Los alquimistas invirtieron 300 años tratando de convertir el hierro en oro, pero el hierro tiene 26 protones y el oro 79.
15.- NÚMERO ATÓMICO: Es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo y que numéricamente es igual al número de electrones en un átomo neutro.
Dos átomos con la misma carga nuclear (mismo número de protones), no deben tener necesariamente el mismo número de neutrones, como un neutrón no tiene carga eléctrica, no influye en el número de electrones en un átomo.
16. – ISOTOPO: Átomos con el mismo número de protones, pero con diferente número de neutrones y por lo mismo diferente masa atómica.
Existen 3 isótopos de Hidrógeno: hidrógeno (un protón); deuterio (un protón y un neutrón) y tritio (un protón y dos neutrones). Se puede ver que todos tienen un protón y por eso se caracterizan como hidrógeno, pero al tener diferente número de neutrones, poseen diferente masa.
17.- MASA ATÓMICA: Es la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico.
De esta definición debemos entender que el peso o masa atómica que viene en la tabla periódica sólo es el promedio de los pesos atómicos de los isótopos de cada elemento.
¿Qué función desempeñan los neutrones dentro del núcleo? Aunque los neutrones fueron descubiertos en 1932 no se entendía cuál era su función en el interior del núcleo, hasta que en 1947 el físico japonés Heideki Yukawa explico su presencia por las fuerzas de intercambio, más poderosas que las gravitacionales o las fuerzas eléctricas, en ellas continuamente se están intercambiando o interconvirtiendo los protones en neutrones y los neutrones en protones para reducir al mínimo las fuerzas de repulsión eléctricas y estabilizar el núcleo atómico que de otra manera se desintegraría.
MASA ATÓMICA Y MASA NUCLEAR: El número de masa o masa atómica es una indicación aproximada de la masa de un átomo. Las medidas indican que los átomos que contienen muchos protones y neutrones no son múltiplos enteros de la masa del Hidrógeno, las medidas reales de la masa se efectúan con un espectrógrafo de masas, instrumentos que usan una combinación de campos eléctricos y magnéticos para ejercer fuerza sobre átomos ionizados, de acuerdo a la masa de dichos iones se produce una deflexión (curvatura) que es proporcional a su masa atómica.
18.- LA UNIDAD DE MASA ATÓMICA: Aunque es posible la medición absoluta de la masa atómica en gramos, es mucho más fácil usar medidas relativas, por este motivo, las masas atómicas se dan usualmente en términos de una masa asignada arbitrariamente. Históricamente, las medidas de masa relativa de diversos tipos de átomos precedieron a las medidas absolutas, ya que esto pudo hacerse por métodos químicos simples, se eligió una escala basada en el oxígeno, tomando la masa del átomo de oxígeno exactamente como 16 unidades de masa atómica (uma), de modo que una uma = 1/16 de la masa del átomo de oxígeno. Todo fue muy bien hasta el descubrimiento de los isótopos y, de modo especial, hasta el descubrimiento hecho en 1929 por Giauque y Johnston de que el oxígeno consiste de tres isótopos que son O16, O 17 y O 18. Así, los pesos atómicos de los elementos químicos no habían sido medidos con precisión. En la actualidad se acepta una nueva unidad de masa atómica, abreviada u, y es exactamente 1/12 de la masa de C12. En esta escala el oxígeno pesa 15.99491 u.
19.- MOL: Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) como átomos que hay exactamente en 12 g de carbono-12. El número de partículas se ha calculado experimentalmente y se le conoce como NUMERO DE AVOGADRO, (NA), en honor del científico italiano Amedeo Avogadro, su valor redondeado es:
NA = 6.022 X 10 23
De tal forma que si tenemos un mol de átomos de hidrógeno, tiene 6.022 X 10 23 átomos de hidrógeno; un mol de moléculas de hidrógeno tendrá 6.022 X 10 23 moléculas.
Un mol de átomos de carbono-12 tiene una masa exacta de 12 g y 6.022 X 1023 átomos, a esta cantidad se le conoce como masa molar.
20.- MASA MOLAR: Se define como la masa en gramos o kilogramos de un mol de átomos o moléculas de una sustancia. La masa atómica de un elemento se expresa en uma y la masa molar en gramos, pero el valor es el mismo. Igual si hablamos de masa molecular de un compuesto en uma y su masa molar en gramos.
lunes, 18 de mayo de 2009
ENLACE COVALENTE
Entre los diversos tipos de enlace que se han clasificado el covalente fue el primero que se estudió y al mismo tiempo el más ampliamente conocido, para eso se han elaborado diferentes teorías entre las que destacan: La Teoría del Enlace Covalente, Teoría de Enlace Valencia y Teoría de Orbitales Moleculares.
La teoría de enlace covalente fue la primera que abordó de manera sistemática la formación del enlace químico; la desarrollaron de manera independiente y al mismo tiempo Irving Lagmiur y Gilbert Newton Lewis (1918), ambos de Estados Unidos, según Lagmiur un enlace covalente se efectúa por la compartición de un par de electrones entre dos átomos, según Lewis el enlace químico está en todos lugares y en todas las moléculas y normalmente un par de electrones mantiene la unidad entre los átomos.
Lagmiur y Lewis enfatizaron la importancia del apareamiento de los electrones y de la estabilidad lograda por las moléculas cuando estas se rodean de ocho electrones.
Con esta idea inicial se podía explicar la formación de moléculas simples como: O2, N2, F2, H2O, NH3, CH4, etc., por otro lado se pone de relieve que la causa de que se unieran los átomos de manera espontánea se debía a una disminución en la energía del sistema a la vez que era el electrón la partícula que mantenía esta unión.
Al profundizar sobre el estudio del enlace covalente, Lewis encontró ciertas regularidades en los compuestos que presentan este enlace; de aquí encontró ciertas reglas empíricas para la formación del enlace covalente.
La teoría de enlace covalente fue la primera que abordó de manera sistemática la formación del enlace químico; la desarrollaron de manera independiente y al mismo tiempo Irving Lagmiur y Gilbert Newton Lewis (1918), ambos de Estados Unidos, según Lagmiur un enlace covalente se efectúa por la compartición de un par de electrones entre dos átomos, según Lewis el enlace químico está en todos lugares y en todas las moléculas y normalmente un par de electrones mantiene la unidad entre los átomos.
Lagmiur y Lewis enfatizaron la importancia del apareamiento de los electrones y de la estabilidad lograda por las moléculas cuando estas se rodean de ocho electrones.
Con esta idea inicial se podía explicar la formación de moléculas simples como: O2, N2, F2, H2O, NH3, CH4, etc., por otro lado se pone de relieve que la causa de que se unieran los átomos de manera espontánea se debía a una disminución en la energía del sistema a la vez que era el electrón la partícula que mantenía esta unión.
Al profundizar sobre el estudio del enlace covalente, Lewis encontró ciertas regularidades en los compuestos que presentan este enlace; de aquí encontró ciertas reglas empíricas para la formación del enlace covalente.
REGLAS SIMPLES PARA LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE
1.– Para que exista un enlace covalente, el enlace iónico debe ser desfavorable. Esto explica que la electronegatividad de los átomos reaccionantes debe ser similar, de no ser así se producen polarizaciones en la molécula. Aunque una diferencia grande de electronegatividad entre los átomos provoca polarizaciones en una molécula; también un factor que lo afecta es la geometría de la molécula, ya que moléculas aparentemente “similares” como el BF3 y PF3 la primera es no polar por tener una geometría triangular y la segunda es polar por tener una geometría piramidal.
2.– Los orbitales atómicos de los átomos que se enlazan deben translaparse, es decir, compartir la misma región del espacio para que tenga lugar el enlace químico. Hay numerosos ejemplos que demuestran que entre más intensa es la penetración más fuerte es el enlace químico, esto se ha demostrado mediante el estudio de los rayos X (determinación de distancias intermoleculares) y de experimentos termodinámicos (energía de enlace), ejemplos: El átomo de hidrógeno tiene un radio atómico de 0.529 Å, cuando se unen dos átomos para formar una molécula de H2 la distancia internuclear es de 0.74 Å con una energía de enlace de 104 Kcal/mol; esto supone una penetración de las nubes electrónicas de 0.316 Å.
3.– Normalmente un par de electrones forma el enlace químico. Aunque esto fue deducido empíricamente por Lewis en 1916, fue hasta 1927 cuando se dio una explicación; esto fue con el descubrimiento del espín electrónico y el Principio de Exclusión de Pauli que dice: “En todo átomo o molécula no es posible la existencia de más de un electrón con los cuatro números cuánticos iguales, por lo menos debe diferir en uno”.
4.- Para la mayoría de las moléculas habrá un máximo de ocho electrones en el nivel de valencia (Estructura de Lewis), Esto es cierto para los elementos del bloque p, pero no es siempre cierto para los del bloque s y d. Por ejemplo los siguientes compuestos: CH4, NH3, PCl3, CF4, cuyo átomo central es del bloque p cumplen con la regla del octeto de Lewis, pero otros compuestos como: Li(CH3), BeH2, BCl3, PCl5, H2SO4, etc., no la cumplen.
Esta regla se relaciona con el concepto de valencia y saturación del enlace covalente. Debido a que el enlace covalente es la compartición de un par de electrones entre dos átomos, cada átomo tiene un número limitado de electrones si a esto agregamos el Principio de Exclusión de Pauli veremos que los átomos solo pueden formar un número limitado de enlaces, así, el hidrógeno formará un enlace porque tiene un electrón desapareado, el oxígeno tiene dos electrones desapareados y por lo tanto formará dos enlaces, el nitrógeno tiene tres electrones desapareados y formará tres enlaces. Podemos definir ahora la valencia como: “La capacidad que tiene un átomo para combinarse y que depende del número de electrones desapareados que contiene”.
5.- Por razones de estabilidad todas las moléculas buscarán una situación donde tengan la menor energía total. En general esto significa que se formará el máximo número de enlaces, que estos serán los más fuertes que sea posible y que la disposición de los átomos en una molécula será tal que reducirán al máximo sus fuerzas de repulsión.
CONCLUSIONES
Un enlace covalente resulta del recubrimiento de los orbitales atómicos. Será tanto más intenso cuanto más importante sea este recubrimiento. Como los orbitales atómicos tienen formas geométricas definidas, el recubrimiento máximo no tendrá lugar más que en direcciones concretas. De ahí se deduce que el enlace covalente presenta un CARÁCTER FUERTEMENTE DIRECCIONAL. Por otro lado uno de los requisitos para la formación del enlace covalente, en que los átomos participantes tengan aproximadamente la misma electronegatividad, de otra manera se producen ciertas POLARIZACIONES EN LAS MOLÉCULAS.
Finalmente si consideramos que este enlace se da por la compartición de un par de electrones es obvio que debe haber un límite o SATURACIÓN dependiendo del número de electrones desapareados dispuestos a formar un enlace.
ENLACE IONICO
Entre los diversos tipos de enlace que se han clasificado, el iónico es el más sencillo de explicar a partir de un modelo electrostático simple, los compuestos iónicos son sólidos cristalinos que tienen un ordenamiento espacial que se extiende a través de todo el volumen de un cuerpo, este tipo de compuestos consiste de iones positivos y negativos distribuidos de tal forma que las fuerzas de atracción entre iones de carga opuesta se hacen máximas y las fuerzas de repulsión entre iones de igual carga se hacen mínimas.
El tratamiento teórico de la energía de enlace de los cristales iónicos fue iniciado por los alemanes Max Born y Landé en 1918, demostrando que las interacciones entre un par iónico dependen de:
a). – El radio iónico.
b). – La carga del ión.
c). – El número de coordinación.
d). – La estructura geométrica del cristal.
e). – El hacer máximas las fuerzas de atracción y mínimas las fuerzas de repulsión.
La ecuación de Born-Landé que se utiliza para calcular la energía de enlace (energía reticular) de los compuestos iónicos es deducida directamente de la ley de Coulomb; haciendo varios cambios para tomar en cuenta la carga de los iones, la estructura del cristal, el tamaño del ión, la capa electrónica de los componentes y el número de Avogadro:
El tratamiento teórico de la energía de enlace de los cristales iónicos fue iniciado por los alemanes Max Born y Landé en 1918, demostrando que las interacciones entre un par iónico dependen de:
a). – El radio iónico.
b). – La carga del ión.
c). – El número de coordinación.
d). – La estructura geométrica del cristal.
e). – El hacer máximas las fuerzas de atracción y mínimas las fuerzas de repulsión.
La ecuación de Born-Landé que se utiliza para calcular la energía de enlace (energía reticular) de los compuestos iónicos es deducida directamente de la ley de Coulomb; haciendo varios cambios para tomar en cuenta la carga de los iones, la estructura del cristal, el tamaño del ión, la capa electrónica de los componentes y el número de Avogadro:
E = [ANz+z-e2/4(pi)constante dieléctrica.r2](1-1/n)
N. – Número de Avogadro = 6.023X1023 partículas.
e. – Carga del electrón = 1.602X10-19 C = 4.802X10-10ues.
z+ y z-. – carga del catión y del anión.
e. – Constante dieléctrica del medio:
Aire = 8.85X10-12 C/J.m
Agua = 6.90X10-10C/J.m
A. - Constante de Madelung, que depende de la estructura cristalina del compuesto iónico y es calculada por métodos matemáticos y geométricos.
n. – Se llama exponente de compresibilidad de Born y resulta del equilibrio entre las fuerzas de atracción y de repulsión; este puede ser obtenido experimentalmente de la compresibilidad del cristal.
r. – Radio ínter iónico obtenido por rayos X para diferentes cristales.
La ecuación de Born-Landé es bastante acertada en la predicción de la energía de enlace iónico. En la actualidad existen trabajos más precisos que hacen referencia a otros tres factores energéticos que afectan los resultados; estos son: Las fuerzas de Van der Walls; la energía del punto cero y la corrección debida a la capacidad calorífica.
a). – Las fuerzas de Van der Walls son fuerzas de atracción muy débiles entre las moléculas, átomos o iones que surgen del movimiento propio de los electrones.
b). – La energía del punto cero se refiere a la energía que aún tienen los átomos en el cero absoluto, pues aún a esta temperatura los átomos tienen vibraciones.
c). – La capacidad calorífica es un factor de corrección necesario cuando se aplican los resultados del cálculo a temperaturas superiores al cero absoluto.
Los resultados satisfactorios derivados de la ecuación de Born-Landé nos lleva a suponer la existencia real de los iones y a considerar que su estructura depende realmente del tamaño del ión, de su carga y del número de coordinación.
REQUISITOS PARA LA FORMACIÓN DEL ENLACE IONICO
Los compuestos iónicos en general solo se forman entre los elementos metálicos muy activos y los elementos no metálicos también muy activos. Dos requisitos para su formación son: Que el Potencial de Ionización para formar el catión y la Afinidad Electrónica para producir el anión deben ser energéticamente favorables, es decir, que no consuman demasiada energía en el proceso. Estos requisitos se cumplen para los elementos del grupo I-A, II-A y el aluminio, que tienen radios atómicos grandes y en consecuencia un potencial de ionización bajo, lo mismo que su electronegatividad y afinidad electrónica. Por otro lado los átomos que se cargan negativamente deben ser aquellos que tengan radios atómicos pequeños para que su electronegatividad y afinidad electrónica sea grande, esto se da en los no-metales muy activos tales como del grupo VII-B, VI-B y N.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
1.– Los compuestos iónicos no conducen la corriente eléctrica en estado sólido, pero son buenos conductores cuando están fundidos. Dicha conductividad se atribuye a la presencia de los iones, átomos cargados ya sea positiva o negativamente, los cuales se mueven libremente bajo la influencia eléctrica. En el sólido, los iones se encuentran fuertemente enlazados en la red cristalina y no tienen libertad para moverse y conducir la corriente eléctrica. Debe tenerse en cuenta que no se tiene una prueba absoluta de la existencia de los iones pero el pensar en ellos explica muy bien las propiedades.
2.– Los compuestos iónicos tienden a mostrar altos puntos de fusión, ebullición y densidades. En general los compuestos iónicos son bastantes fuertes y omnidireccionales, es decir, que el enlace iónico puede formarse en cualquier dirección en virtud de que se forma por intensas fuerzas electrostáticas, a diferencia de las covalentes que son direccionales.
3.– Los compuestos iónicos por lo general son sustancias muy duras, pero frágiles. La dureza de las sustancias iónicas proviene lógicamente, de las fuerzas electrostáticas. La tendencia hacia la fragilidad mecánica es una consecuencia de la unión iónica. Si se aplica suficiente fuerza como para desplazar ligeramente los iones entonces, las fuerzas de atracción se convierten en fuerzas de repulsión a medida que se presentan contactos anión-anión y catión-catión. Por consiguiente, los cristales se separan.
4.– Los compuestos iónicos a menudo son solubles en disolventes polares que presentan constantes dieléctricas elevadas. La energía de interacción de dos partículas cargadas es:
E = -[q+q-/4 (pi)(constante dieléctrica) r]
donde q+ y q- son las cargas, r es la distancia de separación y εo es la constante dieléctrica. La constante dieléctrica en el vacío es: εo=8.85X10-12 C/J.m, Sin embargo, en el caso de los disolventes polares comunes, las constantes dieléctricas poseen valores considerablemente mayores. Por ejemplo, la constante dieléctrica del agua es 82 εo, para el acetonitrilo 33 εo y para el amoniaco líquido 25 εo. La atracción de los iones en el amoniaco líquido es de solo 4 % de lo que se tiene en ausencia del disolvente. Para otros disolventes con constantes dieléctricas mayores, el efecto es aún más pronunciado. Otra forma de enfocar este fenómeno es considerar la interacción entre los momentos dipolares del disolvente y de los iones. Tal solvatación suministra la energía suficiente como para consumar el rompimiento de la red cristalina.
jueves, 14 de mayo de 2009
Consideraciones sobre los tipos de enlace
Si tratamos de establecer algunas diferencias entre los tres tipos más importantes del enlace químico como es él: iónico, covalente y metálico encontraríamos lo siguiente:
a).- El enlace iónico puede explicarse a partir de teorías electrostáticas y en el se supone que uno de los átomos a perdido uno o dos electrones en virtud de su bajo potencial de ionización, por otro lado, el otro átomo ha ganado ese electrón debido a su alta afinidad electrónica y a su fuerza de atracción electrónica descrita por la electronegatividad. Sus características más importantes son: Punto de fusión, ebullición y densidad altos, conducen la corriente eléctrica cuando están fundidos pero son incapaces de hacerlo en estado sólido; son duros pero frágiles; solubles en solventes polares con alta constante dieléctrica. Ejemplos de compuestos que presentan enlace iónico: NaCl, KBr, AgNO3, K2Cr2O7, AgCl.
b).- El enlace covalente se define como la compartición de un par de electrones entre dos átomos que tienen electronegatividades similares, cuando se forma el enlace covalente hay un recubrimiento de las nubes electrónicas de los átomos participantes, que dependiendo de su intensidad de penetración es la fuerza del enlace químico; se caracteriza por la direccionabilidad de su enlace, formar un número limitado de ellos y presentar momentos dipolares si la diferencia de electronegatividades entre los átomos es significativa. Ejemplos de moléculas covalentes: H2O, NH3, CH4, C6H6, O2, CH3OH.
c).- El enlace metálico es más complejo de imaginar, pero podemos en principio considerar que se trata de una red infinita de átomos iguales en la que los electrones de valencia se encuentran en gran movilidad (deslocalización) a través de todo el volumen del metal, si recordamos que todos los electrones están cuantizados por los números cuánticos n, l, m, s; entonces debe existir cierto orden en la distribución electrónica del metal. Esquemáticamente podemos decir que un metal se compone de bandas energéticas (Teoría de Bandas), que de acuerdo a su llenado provoca las propiedades conductoras, semiconductoras o aislantes. La intensidad del enlace químico en un metal es la responsable de los altos puntos de fusión, ebullición y densidades; la gran movilidad de sus electrones favorece la maleabilidad, ductibilidad, brillantes y conductividad. Ejemplos de metales: Ag, Au, Cu, Fe, Al, Co, Ni, Na, Ca.
CONCLUSIONES:
La distinción entre enlace iónico, covalente o metálico es apropiada, pero deja sin resolver demasiadas cuestiones. Hoy nadie duda de que hay un solo tipo de enlace químico que puede tomar aspectos diferentes, traducidos a la vez en modelos distintos.
Un punto parece hoy comúnmente aceptado, el enlace químico es un fenómeno electrónico. En un átomo, los electrones giran alrededor de un solo núcleo, mientras que en las moléculas los electrones están sometidos por lo menos a la fuerza de dos campos nucleares. Así, su movimiento se modifica en el momento de la formación del enlace. Ahí reside la clave del problema. El enlace químico está asociado a un desplazamiento de éstas partículas extremadamente ligeras que son los electrones; según sea la amplitud de este desplazamiento tendremos predominantemente uno u otro modelo de enlace. El enlace más débil llamado de Van del Walls, el electrón no abandona su núcleo, simplemente se polariza, es decir, su movimiento es tan solo una leve perturbación debida a la presencia o proximidad de otro átomo. Los enlaces fuertes necesitan en cambio una modificación más profunda. El electrón ha de abandonar su núcleo; podrá fijarse alrededor de otro, en cuyo caso tendremos un enlace iónico; o bien repartirse entre varios núcleos y entonces estaremos frente a un enlace covalente. En el caso de un metal el electrón es compartido por un número infinito de átomos (deslocalización).
Evidentemente no hay gran diferencia entre el electrón de un átomo y el responsable del enlace en el seno de una molécula, sin embargo, las nuevas teorías que traten de unificar los diferentes modelos del enlace químico tienen que explicar las variaciones extremadamente sutiles de los desplazamientos electrónicos, que entrañan a menudo modificaciones drásticas en las propiedades de las sustancias y por otro lado debe revelar la unidad profunda que subyace bajo aspectos diversos de la materia.
Entre las cuatro fuerzas que rigen el movimiento del universo. El enlace químico se sitúa entre las fuerzas electromagnéticas, también se manifiestan las fuerzas magnéticas debido al movimiento de los electrones y la orientación del espín electrónico.
Hoy, todos los científicos sueñan con la unificación de estas cuatro fuerzas (débiles, fuertes, gravitacionales y electromagnéticas) que permitan describir todos los fenómenos del universo con la ayuda de un modelo único. Así, el enlace químico será un caso particular de una teoría general.
a).- El enlace iónico puede explicarse a partir de teorías electrostáticas y en el se supone que uno de los átomos a perdido uno o dos electrones en virtud de su bajo potencial de ionización, por otro lado, el otro átomo ha ganado ese electrón debido a su alta afinidad electrónica y a su fuerza de atracción electrónica descrita por la electronegatividad. Sus características más importantes son: Punto de fusión, ebullición y densidad altos, conducen la corriente eléctrica cuando están fundidos pero son incapaces de hacerlo en estado sólido; son duros pero frágiles; solubles en solventes polares con alta constante dieléctrica. Ejemplos de compuestos que presentan enlace iónico: NaCl, KBr, AgNO3, K2Cr2O7, AgCl.
b).- El enlace covalente se define como la compartición de un par de electrones entre dos átomos que tienen electronegatividades similares, cuando se forma el enlace covalente hay un recubrimiento de las nubes electrónicas de los átomos participantes, que dependiendo de su intensidad de penetración es la fuerza del enlace químico; se caracteriza por la direccionabilidad de su enlace, formar un número limitado de ellos y presentar momentos dipolares si la diferencia de electronegatividades entre los átomos es significativa. Ejemplos de moléculas covalentes: H2O, NH3, CH4, C6H6, O2, CH3OH.
c).- El enlace metálico es más complejo de imaginar, pero podemos en principio considerar que se trata de una red infinita de átomos iguales en la que los electrones de valencia se encuentran en gran movilidad (deslocalización) a través de todo el volumen del metal, si recordamos que todos los electrones están cuantizados por los números cuánticos n, l, m, s; entonces debe existir cierto orden en la distribución electrónica del metal. Esquemáticamente podemos decir que un metal se compone de bandas energéticas (Teoría de Bandas), que de acuerdo a su llenado provoca las propiedades conductoras, semiconductoras o aislantes. La intensidad del enlace químico en un metal es la responsable de los altos puntos de fusión, ebullición y densidades; la gran movilidad de sus electrones favorece la maleabilidad, ductibilidad, brillantes y conductividad. Ejemplos de metales: Ag, Au, Cu, Fe, Al, Co, Ni, Na, Ca.
CONCLUSIONES:
La distinción entre enlace iónico, covalente o metálico es apropiada, pero deja sin resolver demasiadas cuestiones. Hoy nadie duda de que hay un solo tipo de enlace químico que puede tomar aspectos diferentes, traducidos a la vez en modelos distintos.
Un punto parece hoy comúnmente aceptado, el enlace químico es un fenómeno electrónico. En un átomo, los electrones giran alrededor de un solo núcleo, mientras que en las moléculas los electrones están sometidos por lo menos a la fuerza de dos campos nucleares. Así, su movimiento se modifica en el momento de la formación del enlace. Ahí reside la clave del problema. El enlace químico está asociado a un desplazamiento de éstas partículas extremadamente ligeras que son los electrones; según sea la amplitud de este desplazamiento tendremos predominantemente uno u otro modelo de enlace. El enlace más débil llamado de Van del Walls, el electrón no abandona su núcleo, simplemente se polariza, es decir, su movimiento es tan solo una leve perturbación debida a la presencia o proximidad de otro átomo. Los enlaces fuertes necesitan en cambio una modificación más profunda. El electrón ha de abandonar su núcleo; podrá fijarse alrededor de otro, en cuyo caso tendremos un enlace iónico; o bien repartirse entre varios núcleos y entonces estaremos frente a un enlace covalente. En el caso de un metal el electrón es compartido por un número infinito de átomos (deslocalización).
Evidentemente no hay gran diferencia entre el electrón de un átomo y el responsable del enlace en el seno de una molécula, sin embargo, las nuevas teorías que traten de unificar los diferentes modelos del enlace químico tienen que explicar las variaciones extremadamente sutiles de los desplazamientos electrónicos, que entrañan a menudo modificaciones drásticas en las propiedades de las sustancias y por otro lado debe revelar la unidad profunda que subyace bajo aspectos diversos de la materia.
Entre las cuatro fuerzas que rigen el movimiento del universo. El enlace químico se sitúa entre las fuerzas electromagnéticas, también se manifiestan las fuerzas magnéticas debido al movimiento de los electrones y la orientación del espín electrónico.
Hoy, todos los científicos sueñan con la unificación de estas cuatro fuerzas (débiles, fuertes, gravitacionales y electromagnéticas) que permitan describir todos los fenómenos del universo con la ayuda de un modelo único. Así, el enlace químico será un caso particular de una teoría general.
Enlace Químico
Concepto indispensable para explicar la cohesión de la materia, el enlace químico desempeña un papel fundamental en las propiedades de la materia; a través del se puede explicar el punto de fusión, de ebullición, la densidad, el color, las propiedades eléctricas y ópticas, la dureza, el brillo, la superconductividad o las propiedades aislantes y conductoras.
El enlace químico es también una importante fuente de energía, ya que actualmente la mayor parte de la energía consumida en el mundo es de origen químico, por otro lado el conocimiento, desarrollo y profundización del enlace químico, nos da la capacidad de predecir y producir materiales con características tan especiales, que difícilmente las podemos encontrar en la naturaleza.
El concepto de enlace químico aparece ya en la antigüedad al mismo tiempo que la noción de átomo. A partir del momento que se aceptó la existencia de partículas elementales, fue necesario imaginar una fuerza capaz de unirlas y que asegurará la cohesión de la materia. Ese concepto fue durante mucho tiempo empírico y poco científico; desde Demócrito que concebía a los átomos como ganchos que podían enlazarse hasta los sentimientos de afinidad que se les atribuían en la Edad Media. Fue hasta el siglo XIX cuando aparecieron las primeras teorías físicas y con ellas la noción de valencia que según la naturaleza orgánica o inorgánica de los compuestos conduce a dos tipos de enlace: El iónico o el covalente.
Esta distinción perfila ya la gran división de la química. Orgánicos e Inorgánicos elaboran cada uno por su cuenta modelos que les permitan explicar los fenómenos observados.
Se crean algunas corrientes de pensamiento, algunas paralelas otras enfrentadas, así surgieron diversos modelos y teorías que hoy sustentan lo que llamamos ENLACE QUÍMICO.
El enlace químico puede definirse de manera sencilla como:
El enlace químico es también una importante fuente de energía, ya que actualmente la mayor parte de la energía consumida en el mundo es de origen químico, por otro lado el conocimiento, desarrollo y profundización del enlace químico, nos da la capacidad de predecir y producir materiales con características tan especiales, que difícilmente las podemos encontrar en la naturaleza.
El concepto de enlace químico aparece ya en la antigüedad al mismo tiempo que la noción de átomo. A partir del momento que se aceptó la existencia de partículas elementales, fue necesario imaginar una fuerza capaz de unirlas y que asegurará la cohesión de la materia. Ese concepto fue durante mucho tiempo empírico y poco científico; desde Demócrito que concebía a los átomos como ganchos que podían enlazarse hasta los sentimientos de afinidad que se les atribuían en la Edad Media. Fue hasta el siglo XIX cuando aparecieron las primeras teorías físicas y con ellas la noción de valencia que según la naturaleza orgánica o inorgánica de los compuestos conduce a dos tipos de enlace: El iónico o el covalente.
Esta distinción perfila ya la gran división de la química. Orgánicos e Inorgánicos elaboran cada uno por su cuenta modelos que les permitan explicar los fenómenos observados.
Se crean algunas corrientes de pensamiento, algunas paralelas otras enfrentadas, así surgieron diversos modelos y teorías que hoy sustentan lo que llamamos ENLACE QUÍMICO.
El enlace químico puede definirse de manera sencilla como:
“Es el fenómeno mediante el cual los átomos ganan, pierden o comparten electrones para formar sistemas poliatómicos más estables”.
De los ocho millones de compuestos químicos reportados se han clasificado para su estudio en 5 tipos:
1. – Enlace iónico.
2. – Enlace covalente.
3. – Enlace metálico.
4. – Enlace por puente de hidrógeno.
5. – Enlaces intermoleculares (de Van der Walls)
De los ocho millones de compuestos químicos reportados se han clasificado para su estudio en 5 tipos:
1. – Enlace iónico.
2. – Enlace covalente.
3. – Enlace metálico.
4. – Enlace por puente de hidrógeno.
5. – Enlaces intermoleculares (de Van der Walls)
Para explicar esta variedad de enlaces químicos ha surgido una multiplicidad de teorías, entre las que podemos citar:
1. – Teoría electrostática.
2. – Teoría de enlace covalente.
3. – Teoría de enlace valencia.
4. – Teoría de Orbitales Moleculares.
5. – Teoría de Campo Ligando.
6. – Teoría del Campo Cristalino.
7. – Teoría del Mar Electrónico.
8. – Teoría de Bandas.
9. – Fuerzas de Dispersión de London.
10. –Fuerzas de Van der Walls.
Todas estas teorías que en un principio estuvieron sustentadas sobre un gran cuerpo de evidencias químicas, cuentan hoy con métodos experimentales muy poderosos que nos llevan a descubrimientos estructurales muy sutiles que se aplican no solo en el campo de la química, sino también en la Biología o Medicina.
Cabe hacer mención de los científicos que más arduamente dedicaron sus investigaciones al conocimiento del enlace químico: Berzelius (1812); Dumas (1834); Frankland, Kekulé, Couper, Butlerov (1850-1860); Van Hoff y Le Bell (1874); Werner (1893), Thomson (1897); Bohr (1913); Lagmiur y Lewis (1923); Pauling, Heitler y London (1927); Born, Mulliken y Bloch (1940); Guillespie y Nyholm (1964) y muchos otros más que hoy investigan sobre el tema.
El primer paso importante en la descripción del enlace químico fue dado a comienzos del siglo XX, tras el descubrimiento del electrón por Thomson. Solo entonces es posible comprender que el enlace no dependía de los átomos, sino de los ELECTRONES.
El segundo paso importante proviene de la teoría cuántica, el saber que los electrones tienen un comportamiento ondulatorio y que este puede ser descrito por la ecuación de onda de Schrödinger; cuyo cuadrado representa la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio, pero ya no saber en donde se encuentra el electrón exactamente, esto es consecuencia del Principio de Incertidumbre de Heisenberg.
Esto conduce a una imagen mucho más indefinida del electrón que se acostumbra describir bajo la forma de una nube electrónica; pero que, curiosamente, se traducirá en una idea mucho más exacta del enlace químico. Así, la distinción tradicional entre el enlace iónico, covalente o metálico se ha superado y la teoría cuántica conduce a una visión unitaria del enlace químico. En donde las fuerzas puestas en juego son esencialmente de naturaleza electrostática y se inscriben en el marco general de las interacciones electromagnéticas.
Construcción de la Tabla Periódica
1.- La tabla periódica es un plano y por lo tanto consta de dos coordenadas y=periodos, x=grupos.
2.- Los elementos de un periodo se caracterizan por tener su último nivel de energía el mismo número cuántico “n”.
3.- El radio atómico va disminuyendo de izquierda a derecha en virtud de la mayor carga nuclear efectiva.
4.- El potencial de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad aumenta de izquierda a derecha por la dependencia que existe con el radio atómico.
5.- Los elementos que caracterizan un mismo grupo se caracterizan por tener en su último nivel de energía el mismo número de electrones y el mismo tipo de orbital. Así, los elementos que componen el grupo IA termina su configuración electrónica en ns1 (n = 1,2,3,...); los elementos del grupo IIA en ns2; los del grupo IIIA en ns2np1...etc.
6.- De lo anterior se deduce que la razón del porque elementos que componen un mismo grupo tienen propiedades químicas similares es por tener en su último nivel de energía el mismo número de electrones.
Ver la tabla periódica.
Tendencia de las propiedades periódicas
Hasta este momento hemos discutido cuatro propiedades atómicas útiles para interpretar en principio el comportamiento químico. A manera de resumen, hemos identificado las siguientes tendencias generales dentro de la tabla periódica:
1.- El radio atómico disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva, Z* y aumenta con el aumento del número cuántico n, es decir aumenta de un periodo a otro.
2.- El potencial de ionización aumenta conforme aumenta la carga nuclear Z* en un periodo y disminuye de arriba hacia abajo; es inversamente proporcional al radio atómico.
3.- La afinidad electrónica presenta un comportamiento difícil de clasificar como estrictamente periódico. Sin embargo, salvo pequeños valores (incluso negativos) para los elementos con capa llena, también crece al aumentar Z* en periodos y disminuye a través de un grupo.
4.- La electronegatividad tiene la misma tendencia general y se puede decir que es un propiedad inversa del radio atómico.
Las ideas revolucionarias en química y física que llevaron a comprender la teoría de la estructura atómica descrita por la mecánica cuántica (Heinsenberg, 1925; Schödinger, 1926; Dirac,1927). Esta teoría fue particularmente aceptada en relacionar las frecuencias de las líneas espectrales con los diferentes niveles de energía discretos de los átomos y moléculas así los espectros de emisión atómica se hicieron la principal fuente de información detallada de las propiedades atómicas que llevaron al descubrimiento del spin electrónico (Goudsmit y Ulhenbeck, 1925) y el Principio de Exclusión de Pauli (1925) que proporcionó la pista necesaria para señalar la estructura de la tabla periódica. Sustentándose en este principio y en los espectros de emisión atómica podemos explicar la progresión en la longitud de los periodos (2,8, 8, 18e, y 32 elementos) y el hecho de que cada periodo termine con un gas noble y se inicie con un no metal alcalino. Ver la gráfica.
ELECTRONEGATIVIDAD
La distribución electrónica es un factor importante en la determinación de las propiedades de las moléculas. Con excepción de algunas reacciones por radicales libres o electrociclicas, la química es predominantemente la interacción de moléculas polares o de iones. Esto probablemente es más característico de la química inorgánica Temas como: reacciones ácido base, momento dipolar, química de coordinación y química de los no metales se encuentra íntimamente ligado con la separación de la carga, es decir, con el concepto de electronegatividad.
Pauling fue el primero en definir la electronegatividad y sugirió métodos para su cálculo. La definición de Pauling y que se toma para la electronegatividad es:
Pauling fue el primero en definir la electronegatividad y sugirió métodos para su cálculo. La definición de Pauling y que se toma para la electronegatividad es:
“ La capacidad que tiene un átomo o molécula para atraer electrones hacia su núcleo”.
Es evidente que a partir de esta definición que la electronegatividad no es una propiedad de los átomos aislados, sino fundamentalmente una propiedad del átomo cuando forma parte de una molécula y que dependerá del ambiente y la influencia de los átomos que lo rodean.
Pauling señaló que la electronegatividad se puede determinar experimentalmente por cálculos que involucren energías de resonancia iónica. Es pertinente decir que la escala de Pauling, la primera en ser empleada dominó completamente este campo por más de cuarto de siglo. Demostrando así que las energías relacionadas con las diferencias de electronegatividad pueden ser útiles para explicar las energías de enlace total de las moléculas.
La diferencia de electronegatividad entre un par de átomos nos da poder de predicción para definir en principio si el enlace que formaran: iónico o covalente, o bien un enlace intermedio entre estos dos tipos : covalente polar.
Como lo demostró el propio Pauling el movimiento de los electrones y las diferencias de electronegatividad entre los átomos provoca desplazamientos de la carga y esta se ve orientada hacia el átomo más electronegativo, si esta diferencia no es muy marcada se formará un enlace covalente, si es muy grande dicha diferencia el enlace formado será iónico y si es intermedia la diferencia el enlace será covalente polar.
Por muchas razones, los químicos deserian ser capaces de calcular las cargas sobre los átomos que constituyen una molécula, experimentalmente es difícil obtener la densidad electrónica en diversos lugares de la molécula; pero existe una multitud de propiedades físicas y químicas que dependen de la densidad electrónica tales como los momentos dipolares, desplazamientos químicos y las constantes de acoplamiento de resonancia magnética nuclear; todos ellos dependen de la diferencia de electronegatividad.
Se observa que a través del primer periodo la electronegatividad varia casi en un valor constante de 0.5 por eso la pendiente es cali lineal, para el caso de un grupo por lo general disminuye de arriba hacia abajo , pero esto no siempre ocurre como se demuestra en el caso de Cu, Ag y Au; ya que intervienen otros factores electrónicos como el tamaño, la carga nuclear y el llenado de los orbitales atómicos.
En la gráfica de electronegatividad contra número atómico se observan las propiedades periódicas, los halógenos son los más electronegativos, siendo el F el más poderoso, de ahí su gran reactividad y poder reductor, en seguida se encuentran los grupos VI y VA.
Los elementos menos electronegativos son lo alcalinos (IA) y los alcalinotérreos (IIA) que son precisamente los de mayor volumen atómico. Los gases nobles al no formar moléculas no tiene electronegatividad y esta es otra razón del porque son inertes.
En general podemos decir que la electronegatividad es una función inversa al radio atómico.
Pauling señaló que la electronegatividad se puede determinar experimentalmente por cálculos que involucren energías de resonancia iónica. Es pertinente decir que la escala de Pauling, la primera en ser empleada dominó completamente este campo por más de cuarto de siglo. Demostrando así que las energías relacionadas con las diferencias de electronegatividad pueden ser útiles para explicar las energías de enlace total de las moléculas.
La diferencia de electronegatividad entre un par de átomos nos da poder de predicción para definir en principio si el enlace que formaran: iónico o covalente, o bien un enlace intermedio entre estos dos tipos : covalente polar.
Como lo demostró el propio Pauling el movimiento de los electrones y las diferencias de electronegatividad entre los átomos provoca desplazamientos de la carga y esta se ve orientada hacia el átomo más electronegativo, si esta diferencia no es muy marcada se formará un enlace covalente, si es muy grande dicha diferencia el enlace formado será iónico y si es intermedia la diferencia el enlace será covalente polar.
Por muchas razones, los químicos deserian ser capaces de calcular las cargas sobre los átomos que constituyen una molécula, experimentalmente es difícil obtener la densidad electrónica en diversos lugares de la molécula; pero existe una multitud de propiedades físicas y químicas que dependen de la densidad electrónica tales como los momentos dipolares, desplazamientos químicos y las constantes de acoplamiento de resonancia magnética nuclear; todos ellos dependen de la diferencia de electronegatividad.
Se observa que a través del primer periodo la electronegatividad varia casi en un valor constante de 0.5 por eso la pendiente es cali lineal, para el caso de un grupo por lo general disminuye de arriba hacia abajo , pero esto no siempre ocurre como se demuestra en el caso de Cu, Ag y Au; ya que intervienen otros factores electrónicos como el tamaño, la carga nuclear y el llenado de los orbitales atómicos.
En la gráfica de electronegatividad contra número atómico se observan las propiedades periódicas, los halógenos son los más electronegativos, siendo el F el más poderoso, de ahí su gran reactividad y poder reductor, en seguida se encuentran los grupos VI y VA.
Los elementos menos electronegativos son lo alcalinos (IA) y los alcalinotérreos (IIA) que son precisamente los de mayor volumen atómico. Los gases nobles al no formar moléculas no tiene electronegatividad y esta es otra razón del porque son inertes.
En general podemos decir que la electronegatividad es una función inversa al radio atómico.
Afinidad electrónico contra el número atómico
Graficando la afinidad electrónica contra el número atómico se observa que los halógenos son los elementos que más fácilmente ganan electrones porque de esta manera se estabilizan (adoptan la configuración de un gas noble), le siguen los elementos del grupo VIA. Los gases nobles prácticamente son indiferentes a ganar electrones, pues ellos satisfacen el Principio de Máxima Multiplicidad y ganar un electrón los llevaría a violar el Principio de Exclusión de Pauli o utilizar niveles de mayor energía. Los elementos del grupo IIA se desestabilizan fuertemente al ganar electrones y esto es por los mismos principios.
Variación de la afinidad electrónica en los grupos
Graficando la afinidad electrónica entre el número de columnas. Las líneas enlazan elementos del mismo periodo. La regularidad de estas curvas y el aumento general con el número de grupo son manifestaciones del Principio de Exclusión de Pauli el cual establece que dos electrones tratarán de estar lo más lejos posible cuando tengan el mismo spin.
Variación de la afinidad electrónica en un periodo
Graficando afinidad electrónica contra periodo; las pequeñas variaciones entre los grupos son bastante buenas, especialmente del segundo al quinto periodo. Esto permite estimar por extrapolación la afinidad electrónica del At, Po y Fr. Para los grupos IA, IIA y IVA, hay una disminución que va del primero al segundo periodo y de manera opuesta para los grupos VA, VIA y VIIA.
Afinidad Electrónica
La afinidad electrónica y el potencial de ionización son propiedades físicas importantes de los elementos, la Afinidad Electrónica se define como: “La energía desprendida cuando un átomo gana un electrón para formar un ion negativo en fase gaseosa (OK)” es decir:
Atomo + e- = A-(anión) + Energía (A.E.)
El conocimiento de la afinidad electrónica y el potencial de ionización son necesarios para el entendimiento de cualquier fenómeno que involucre reacciones de iones en fase gaseosa., líquida o sólida. Varios ejemplos ilustran esto:
a).- En fase gaseosa, se pueden tratar las reacciones ion-molécula, la radiación química y los fenómenos inherentes.
a).- En fase gaseosa, se pueden tratar las reacciones ion-molécula, la radiación química y los fenómenos inherentes.
b).- En solución, se pueden tratar, la radiación química, cinética y mecanismos de electrodepositación, energías de solvatación, soluciones ácidas, formación de enlaces complejos entre donadores y aceptores, y los espectros electrónicos de los iones.
c).- En fase sólida se puede tratar, la estimación de la energía reticular, superconductividades, y los efectos de radiación sobre sólidos.
En el área teórica, los valores experimentales pueden servir como prueba para los cálculos de la mecánica cuántica y para varias teorías de electronegatividad.
Los valores experimentales de los potenciales de ionización han sido conocidos desde hace tiempo, pero sólo recientemente se han hecho mediciones experimentales de la afinidad electrónica. A principios de 1970, la afinidad del H, F, Cl, O y S habían sido medidas. Sin embargo, recientemente se han determinado los valores experimentales de todos los elementos de los grupos A y del IB.
De los distintos métodos para medir la afinidad electrónica los valores más precisos han sido obtenidos por fotodesprendimiento.
Energía de ionización
Este es un concepto de gran relevancia para el enlace químico y está rigurosamente determinado por método experimentales. El potencial de ionización o energía de ionización se define como:
“La energía mínima necesaria para eliminar un electrón de un átomo cuando este se encuentra en su estado de mínima energía (0K)”. Dejando al ion y al electrón con una energía cinética cero.
Atomo + Potencial de Ionización = Catión + 1e-
Si se grafica el potencial de ionización contra el número atómico se observa que los picos más altos son para los gases nobles seguidos por los halógenos y los elementos del grupo VI. El menor potencial de ionización es para los metales alcalinos seguidos por los alcalinotérreos y los elementos del grupo IIIA. Es interesante observar que hay una fuerte relación entre el tamaño del átomos y el potencial de ionización .
El aumento en el potencial de ionización de los metales alcalinos a los gases nobles, se debe al aumento progresivo de la carga nuclear efectiva.
El aumento en el potencial de ionización de los metales alcalinos a los gases nobles, se debe al aumento progresivo de la carga nuclear efectiva.
CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Z*)
La carga nuclear efectiva es un concepto introducido en los comienzos de la mecánica cuántica y se refiere a la fuerza de atracción real que ejerce el núcleo sobre el último electrón, es decir, que la carga que hay en el núcleo es apantallada por los electrones internos que impide “ver” al núcleo su electrón de valencia.
Con el fin de calcular el efecto “pantalla” y deducir cual es la carga nuclear efectiva, Slater a propuesto un conjunto de reglas empíricas que dan buenos resultados:
1. Escriba la configuración electrónica del átomo en el siguiente orden y agrupamiento (1s) (2s,2p) (3s, 3p) (3d) (4s,4p) (4d)..............
1. Escriba la configuración electrónica del átomo en el siguiente orden y agrupamiento (1s) (2s,2p) (3s, 3p) (3d) (4s,4p) (4d)..............
2. Los electrones de cualquier grupo que estén a la derecha de (ns,np) no contribuyen a la constante de apantallamiento.
3. Cada uno de los electrones del grupo (ns,np) ejerce un efecto pantalla sobre el electrón de valencia de 0.35
4. Cada uno de los electrones de la capa n-1 ejerce un efecto pantalla de 0.85
5. Todos los electrones de la capa n-2 o capas inferiores ejerce un efecto de 1.00
6. Todos los electrones o grupos que se encuentren a la izquierda del grupo nd o nf contribuyen en una magnitud de 1.00.
Los siguientes valores de la carga nuclear efectiva experimentada por los elementos del segundo período con electrones ns y np, revela que entre mayor sea la carga nuclear efectiva mayor es el potencial de ionización. Ver la tabla.
El potencial de ionización de los elementos del bloque “d” varía más suavemente con el número atómico que aquellos del bloque “p” y esto se debe al mayor apantallamiento de la carga nuclear sobre los electrones de valencia.
La gráfica del potencial de ionización contra número atómico muestra pequeñas fluctuaciones dentro de un mismo período; esto se explica al detallar el llenado de los orbitales atómicos por electrones. Por ejemplo, el hecho de que el Boro tenga menor potencial de ionización que le Be es porque el Be tiene lleno su orbital “s” y el B empieza a llenar el orbital 2p que es de mayor energía
Primer potencial de ionización (experimental) y diámetro atómico (Calculado para átomos libres por el método del campo autoconsistente de la mecánica cuántica) graficado contra el número atómico. Los metales alcalinos (al principio de cada periodo)tienen los átomos más grandes y son fácilmente ionizados. Los gases nobles inmediatamente los preceden ellos tienen su nivel de energía completo, tienen el mínimo tamaño del periodo y el máximo potencial de ionización.
Por otro lado el nitrógeno tiene mayor P.I: que el oxígeno, porque cumple con el Principio de Máxima Multiplicidad lo mismo que el Ne o cualquier gas noble. La eliminación de más de un electrón de un átomo requiere de mayor energía en virtud de que ahora le están sacando electrones a átomos cargados ya positivamente.
Los potenciales de ionización son obtenidos experimentalmente por Espectros de Emisión Atómica, Espectroscopia de masas y Espectroscopia electrónica para el análisis químico que es una extensión del efecto fotoeléctrico para átomos o moléculas.
En general el potencial de ionización aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período y disminuye de arriba hacia abajo a través de un grupo, las pequeñas fluctuaciones dentro de un período se explican por el llenado de los orbitales atómicos. Así, podemos concluir que el potencial de ionización es inversamente proporcional a la carga nuclear efectiva e inversamente proporcional al radio atómico. Ver las tablas de potenciales de ionización.
La gráfica del potencial de ionización contra número atómico muestra pequeñas fluctuaciones dentro de un mismo período; esto se explica al detallar el llenado de los orbitales atómicos por electrones. Por ejemplo, el hecho de que el Boro tenga menor potencial de ionización que le Be es porque el Be tiene lleno su orbital “s” y el B empieza a llenar el orbital 2p que es de mayor energía
Primer potencial de ionización (experimental) y diámetro atómico (Calculado para átomos libres por el método del campo autoconsistente de la mecánica cuántica) graficado contra el número atómico. Los metales alcalinos (al principio de cada periodo)tienen los átomos más grandes y son fácilmente ionizados. Los gases nobles inmediatamente los preceden ellos tienen su nivel de energía completo, tienen el mínimo tamaño del periodo y el máximo potencial de ionización.
Por otro lado el nitrógeno tiene mayor P.I: que el oxígeno, porque cumple con el Principio de Máxima Multiplicidad lo mismo que el Ne o cualquier gas noble. La eliminación de más de un electrón de un átomo requiere de mayor energía en virtud de que ahora le están sacando electrones a átomos cargados ya positivamente.
Los potenciales de ionización son obtenidos experimentalmente por Espectros de Emisión Atómica, Espectroscopia de masas y Espectroscopia electrónica para el análisis químico que es una extensión del efecto fotoeléctrico para átomos o moléculas.
En general el potencial de ionización aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período y disminuye de arriba hacia abajo a través de un grupo, las pequeñas fluctuaciones dentro de un período se explican por el llenado de los orbitales atómicos. Así, podemos concluir que el potencial de ionización es inversamente proporcional a la carga nuclear efectiva e inversamente proporcional al radio atómico. Ver las tablas de potenciales de ionización.
miércoles, 13 de mayo de 2009
Radio Atómico
Los valores de radio atómico no están exactamente definidos, sus valores dependen de los métodos experimentales o métodos de cálculo empleados
Sin embargo, es un concepto cualitativo muy usado para dar una medición de la cercanía o aproximación de los átomos en una situación de enlace o no enlace.
Tres radios se miden experimentalmente: radio de Van der Walls, el cual mide el radio efectivo de un átomo en una situación de no enlace, es decir si dos átomos en una molécula no están enlazados, en el sentido tradicional, están próximos a la suma de los radios de Van der Walls. El segundo radio atómico que se mide es el radio covalente que se considera el más pequeño de todos porque hay una penetración importante de las nubes electrónicas de los átomos para formar así su enlace.
Ver la tabla donde se dan los valores experimentales de los diferentes radios determinados por rayos X, dispersión de neutrones y microscopia electrónica, el otro valor ha sido calculado teóricamente a partir de la teoría del campo autoconsistente.
La tabla revela serias discrepancias entre una escala y otra; esto se debe principalmente a que el radio de un átomo depende de su ambiente químico, es decir, si está neutro, cargado positiva o negativamente, o si está enlazado o no y aún más es estado físico en que se hace la medición. Ver tambien las gráficas que explica su variación en la tabla periódica.
Se observa que el radio atómico disminuye en un período de izquierda a derecha y en un grupo aumenta de arriba hacia abajo. Esto lo podemos explicar si recordamos la ecuación de Bohr para el radio atómico:
Sin embargo, es un concepto cualitativo muy usado para dar una medición de la cercanía o aproximación de los átomos en una situación de enlace o no enlace.
Tres radios se miden experimentalmente: radio de Van der Walls, el cual mide el radio efectivo de un átomo en una situación de no enlace, es decir si dos átomos en una molécula no están enlazados, en el sentido tradicional, están próximos a la suma de los radios de Van der Walls. El segundo radio atómico que se mide es el radio covalente que se considera el más pequeño de todos porque hay una penetración importante de las nubes electrónicas de los átomos para formar así su enlace.
Ver la tabla donde se dan los valores experimentales de los diferentes radios determinados por rayos X, dispersión de neutrones y microscopia electrónica, el otro valor ha sido calculado teóricamente a partir de la teoría del campo autoconsistente.
La tabla revela serias discrepancias entre una escala y otra; esto se debe principalmente a que el radio de un átomo depende de su ambiente químico, es decir, si está neutro, cargado positiva o negativamente, o si está enlazado o no y aún más es estado físico en que se hace la medición. Ver tambien las gráficas que explica su variación en la tabla periódica.
Se observa que el radio atómico disminuye en un período de izquierda a derecha y en un grupo aumenta de arriba hacia abajo. Esto lo podemos explicar si recordamos la ecuación de Bohr para el radio atómico:
Radio =n2h2/4pi2m2Z
a).- En un período el número cuántico “n” permanece constante y el radio atómico depende únicamente de la carga nuclear efectiva y en este caso son inversamente proporcionales.
b).- En un grupo varía la carga nuclear efectiva, pero también lo hace el número cuántico “n” pero de forma exponencial, de esto podemos decir que el radio atómico varia de forma directamente proporcional al número cuántico “n” e inversamente a la carga nuclear efectiva.
jueves, 26 de marzo de 2009
Tabla Periódica
1.- INTRODUCCIÓN.
Los primeros filósofos griegos, cuyos métodos de planteamiento de la mayor parte de los problemas era especulativo, llegaron a la conclusión de que la tierra esta formada por unos cuántos elementos o sustancias básicas. Hacia el año 430 a. C., Tales de Mileto, Heráclito y Empédocles establecieron que los elementos que configuraban el mundo eran cuatro: agua, aire, tierra y fuego. Un siglo más tarde Aristóteles supuso que el cielo constituía un quinto elemento: el éter.
15 siglos más tarde los alquimistas añadieron otros elementos como el mercurio que confería las propiedades metálicas y el azufre como el que confería la propiedad de combustibilidad. En el siglo XI Paracelso añadió la sal como elemento que confería a los cuerpos su resistencia al calor.
Fue hasta el siglo XII cuando el inglés Robert Boyle en su obra QUÍMICO ESCÉPTICO publicada en 1661 estableció el criterio moderno por el que define un elemento como: “Toda sustancia fundamental que puede combinarse con otros elementos para formar compuestos y que, por el contrario, no puede descomponerse en sustancias más simples una vez aislada de un compuesto”. En base a esta definición, un siglo después el inglés Henry Cavendish demostró que el hidrógeno se combinaba con el oxígeno para formar agua y por lo tanto no podía ser considerada como un elemento. Más tarde Lavoisier descompuso el aire (que también se suponía era un elemento) en nitrógeno y oxígeno. Así con el paso de la investigación y experimentación se fue demostrando la inconsistencia de los “elementos griegos”.
Así Lavoisier reconstruyó toda la química sobre la base de esta definición y le dio un cariz racional y sistemático. Se convirtió en una ciencia del análisis basada en experimentos verificables y reproducibles , realizados con instrumentos cada vez más precisos y estandarizados. Además gracias a la nomenclatura racional concebida por Lavoisier y sus colaboradores, el nombre debía reflejar la composición de la sustancia. Lavoisier pretendía poner la química al alcance de los niños , y presentó el nuevo sistema en 1978, en forma de un TRATADO ELEMENTAL DE LA QUÍMICA destinado a los principiantes. En el, todo está ordenado alrededor de 33 elementos, aunque hoy se reconoce que tres no son elementos (luz, calor y cal). En su tabla de elementos Lavoisier limpiaba a la química de todo fárrago de especulaciones sobre las cualidades ocultas y primeros principios de todas las cosas . de esta manera la química podía enseñarse fácilmente con algunos experimentos y conceptos.
Pero este descanso fue de corta duración. Las dificultades renacieron a principios del siglo cuando surgió una nueva técnica de análisis que utilizaba la electrólisis. A partir de entonces los cuerpos simples se multiplicaron, para 1830 ya eran 50 elementos y para 1860 llegaban a 60; entonces se instaura el análisis espectral.
Ciertamente, la teoría progresó con igual ritmo y ofreció técnicas mucho más poderosas para identificar y describir el número creciente de elementos. En 1808 el químico inglés John Dalton introdujo la noción de peso atómico. Así cada elemento disponía de un carácter individual, numérico y que además podía determinarse por vía experimental gracias a una impresionante serie de nuevas leyes; la más célebre Ley de Avogadro (1811).
2.- LEY DE LAS OCTAVAS DE NEWLANDS
En la década de 1850 a 1860 los químicos hacían consideraciones para determinar los pesos atómicos de cada elemento. En 1865, el químico inglés John Alexander Newlands exploró el problema del comportamiento periódico de los elementos.
Newlands observó que el octavo elemento (F) se asemejaba al primero (H), el segundo (Li) con el noveno (Na), el tercero (Be) con el décimo (Mg), etc. Esto lo llevó a comparar las octavas químicas con las octavas musicales, y él mismo las llamó Ley de las Octavas. La comparación aunque interesante, no es correcta. Con el conocimiento de los gases nobles, sus propiedades periódicas deberían ser novenas , por otro lado el haber utilizado analogías musicales solo trajo indiferencia y ridiculización.
Otro problema o fallas que se detectaron en esta relación, fue el no dejar espacios en blanco para nuevos elementos que se descubrieron y más aún al final de la tabla hay varios elementos que son forzados a ocupar la misma posición, como en el caso del Cr, Mn y Fe que no se parecen lo suficiente al Al, P y S.
3.- LAS BASES PARA LA CLASIFICACION PERIODICA
El desarrollo de la tabla periódica tal y como la conocemos hay es obra del químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiv, aunque el químico alemán Julios Lothar Meyer trabajó el mismo sistema en esencia de manera independiente y simultánea. Tanto así que entre ellos se creó una rivalidad que duró toda la vida, ambos tenían más de un punto en común, los dos habían asistido al primer congreso internacional de química que se efectuó en Karlsruhe en 1860; los dos partieron a la búsqueda de una clasificación periódica por los mismos motivos: eran profesores de Universidad empeñados en hacer un manual de química general para sus estudiantes y preocupados de presentar la química de una manera ordenada, racional y sistemática. Clasificar los elementos es dibujar el plano de la obra. De hecho, Meyer llevaba una buena ventaja sobre Mendeleiev, puesto que la primera edición de su manual apareció en 1864 como con una tabla de elementos fundada en su valencia. En 1868 puso para una segunda edición , una nueva clasificación, que esta vez era un verdadero sistema periódico de todos los elementos comunes , comprendidos los metales de transición entre el fierro y el níquel, que dejaban espacios vacíos para elementos aún por descubrir.
En 1870; Meyer fue más lejos y verificó la periodicidad de las propiedades sobre un notable caso: el volumen atómico, que ilustró en forma de espiral Desafortunadamente para Meyer, la publicación de su segunda edición sufrió un atraso y la tabla concebida en 1868 no apareció hasta 1872, después de la de Mendeleiev. Sin entrar en detalle en la prioridad , es posible subrayar las diferencias entre los dos sistemas rivales. La más evidente es que Meyer no previó las propiedades de los elementos sin descubrir ni se atrevió a corregir los pesos atómicos, sin embargo esto de ninguna manera demérita el esfuerzo y confianza que Meyer tuvo en la existencia de una relación y periodicidad química.
4.- TABLA PERIODICA DE MENDELEIEV
Mendeleiev presentó su trabajo en 1869, siguiendo el mismo plan que Newlands de disponer los 60 elementos conocidos hasta entonces en orden creciente de sus pesos atómicos pero con las siguientes aportaciones sustanciales:
1.- La introducción de períodos largos para acomodar a varios elementos que hoy conocemos como metales de transición.
2.- Si las propiedades químicas de un elemento sugerían que este no encajaba con el orden establecido de acuerdo con los pesos atómicos, dejaba un espacio vacío. Por ejemplo: no había ningún elemento que se ajustara adecuadamente debajo del Si, así dejó un espacio para el nuevo elemento “ekasilicio”.
3.- Realizó una nueva evaluación crítica de los pesos atómicos de varios elementos, conociendo por un lado el tipo de compuestos que formaban y por otro su peso equivalente, así por ejemplo al Cr se el asignaba un peso atómico de 43.3 considerando que su valencia era 5 y su peso equivalente 8.66, para que sus propiedades químicas se adecuaran a los pesos atómicos
Mendeleiev propuso la valencia de 6 y un peso atómico de 52 para el Cr. Lo mismo hizo con el In con un peso atómico de 38.5 y valencia uno; consideró de acuerdo con los óxidos que su valencia debía ser 3 y su peso 114.8.
4.- Sobre la base del comportamiento periódico de los elementos predijo las propiedades de varios elementos aún no descubiertos. Estas predicciones más tarde sorprendieron a la comunidad científica cuando se descubrieron. Uno de ello fue le “ekasilicio” descubierto por el alemán Winkler en 1886 dando el nombre de Germanio, Mendeleiev predijo sus propiedades tomando en consideración la posición que ocuparía abajo del Si y arriba del Sn. Las propiedades físicas y químicas del elemento y sus compuestos debería ser un promedio de Si-Sn.
5.- Cuando las propiedades de un elemento eran causa de que no conservaran el orden establecido en función del peso atómico cambiaba el orden establecido dando a las propiedades químicas mayor importancia que a los pesos atómicos.
5.- FALLAS QUE PRESENTA LA TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV
a).- El orden establecido no está en función estricta con los pesos atómicos; cuando estos fueron determinados con mayor exactitud se encontraron algunas discrepancias. Por ejemplo: entre el I y Te; Ar y K; Co y Ni.
b).- No hubo predicción en la existencia de los gases nobles y esto hizo en un principio tambalear el orden establecido; ya que se habían descubierto elementos que se encontraban en medio de los halógenos y metales alcalinos, llamado también grupo I.
c).- Mendeleiev trató de inventar un nuevo grupo que ubicara los gases nobles; pero también trató de ajustar al electrón, la radiactividad, el eter y el zirconio; como una actitud desesperada de armonizar los nuevos descubrimientos con su tabla fundamental.
6.- DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LOS NUMEROS ATOMICOS.
En 1912, el joven físico inglés Henry Gwyn Jeffrey Moseley observó la frecuencia de los rayos X emitidos por los electrones debería ser correlacionado con el número atómico, más que con los pesos atómicos. Larelación entre el número atómico de un elemento y la frecuencia de los rayos X emitidos es una consecuencia de su estructura atómica.
Como sabemos los electrones estaban distribuidos en niveles de energía. Cuando un átomo se expone a una fuente de electrones de alta energía se pueden arrancar electrones de niveles muy internos (cercanos al núcleo, nivel K), dejando espacios vacíos que independientemente son llenados por electros de niveles de mayor energía , este “salto” genera los rayos X. El espectro de rayos X de un elemento contiene por lo tanto información acerca de los niveles de energía. Lo más importante es que la energía de cada nivel varía con la carga nuclear. Entre mayor sea esta, más intensamente están enlazados los electrones al núcleo por lo que se requiere más energía para separarlos del átomo y más energía será emitida (Rayos X9 cuando un electrón externo “salta” al nivel K.
Moseley descubrió como varía la frecuencia de los rayos X respecto a su número atómico, hallando la siguiente relación:
n = Frecuencia de los rayos X emitidos
R = Constante de Rydberg
Z = Número atómico del elemento
Se puede demostrar que (n /R)1/2 µ Z
En abril de 1914 Moseley publicó el resultado de su trabajo usando 39 elementos del aluminio al oro.
El método de Moseley permitió situar de manera definitiva los elementos químicos en una tabla. Si dos elementos supuestamente adyacentes emitían rayos X, cuyas longitudes de onda diferían en una magnitud doble de lo esperada, debía existir un vacío entre ellos, perteneciente a un elemento desconocido. Si, por otra parte, las longitudes de onda de los rayos X característicos de los elementos diferían solo en el valor esperado, podía tenerse la seguridad de que no existía ningún elemento por descubrir entre ellos. Por lo tanto, se podía dar un número definitivo a los elementos. Hasta entonces había cabido siempre la posibilidad de que un nuevo descubrimiento rompiera la secuencia y trastornara cualquier sistema de clasificación adoptada, ahora ya no existían valores inesperados.
7.- TABLA PERIÓDICA.
Está diseñada para dar una compresión de la unidad de los átomos, así como de sus propiedades físicas y químicas, su estructura y comportamiento, su modo de formación y desintegración. Desde hace tiempo el átomo es centro de interés del mundo científico, máxime cuando sus propiedades se ponen de relieve como por ejemplo: la luminiscencia del fósforo, el magnetismo del fierro, la superdureza del carbono, la tenacidad del tántalo , la suavidad del plomo, la radiactividad del radio, la inercia química del helio, la actividad del oxígeno, el calcio como integrante de os huesos, el nitrógeno piedra angular de las proteínas, drogas y poderosos explosivos; la gran conductividad eléctrica del cobre, plata y oro, el yodo controlando el crecimiento del cuerpo, el uranio como energético, el cromo como colorante; y muchos otros elementos que tienen comportamientos y propiedades únicas.
Aparte del interés intrínseco en el conocimiento del átomo, la importancia de tal conocimiento se amplifica con el poder que la química para crear formas de materia y energía con propiedades inexistentes en la naturaleza.
Podemos enumerar los principales descubrimientos que llevaron a la comprensión de las propiedades periódicas: Rayos X ( Roetgen, 1896), los electrones (Thomson, 1897), la radiactividad (Pierre y Marie Curie, 1898), la teoría cuántica de la radiación del cuerpo negro (Plank, 1900), la teoría cuántica del efecto fotoeléctrico (Einstein, 1905).
Por otro lado se puede decir con exactitud, que así, como los protones identifican la individualidad de cada elemento, los electrones del último nivel de energía determinan las propiedades químicas del mismo.
8.- En resumen la tabla periódica está construida en función de:
a.- Los números cuánticos: n, l, m y s; que caracterizan a los orbitales atómicos y determinan los bloques: s, p, d y f.
b).- El principio de exclusión de Pauli que limita el número de electrones por nivel de energía y que determina que el bloque “s” tenga 2 grupos, el bloque “p” 6 grupos, el bloque “d” 10 grupos y el bloque “f” 14.
c).- Las reglas de Aufaub o de construcción que como se llenan los orbitales atómicos con electrones y que hacen parecer la tabla periódica de una manera lógica.
Todas las propiedades periódicas de los elementos que están relacionadas en la tabla periódica pueden explicarse a través de las siguientes propiedades atómicas:
a).- Radio atómicoLos primeros filósofos griegos, cuyos métodos de planteamiento de la mayor parte de los problemas era especulativo, llegaron a la conclusión de que la tierra esta formada por unos cuántos elementos o sustancias básicas. Hacia el año 430 a. C., Tales de Mileto, Heráclito y Empédocles establecieron que los elementos que configuraban el mundo eran cuatro: agua, aire, tierra y fuego. Un siglo más tarde Aristóteles supuso que el cielo constituía un quinto elemento: el éter.
15 siglos más tarde los alquimistas añadieron otros elementos como el mercurio que confería las propiedades metálicas y el azufre como el que confería la propiedad de combustibilidad. En el siglo XI Paracelso añadió la sal como elemento que confería a los cuerpos su resistencia al calor.
Fue hasta el siglo XII cuando el inglés Robert Boyle en su obra QUÍMICO ESCÉPTICO publicada en 1661 estableció el criterio moderno por el que define un elemento como: “Toda sustancia fundamental que puede combinarse con otros elementos para formar compuestos y que, por el contrario, no puede descomponerse en sustancias más simples una vez aislada de un compuesto”. En base a esta definición, un siglo después el inglés Henry Cavendish demostró que el hidrógeno se combinaba con el oxígeno para formar agua y por lo tanto no podía ser considerada como un elemento. Más tarde Lavoisier descompuso el aire (que también se suponía era un elemento) en nitrógeno y oxígeno. Así con el paso de la investigación y experimentación se fue demostrando la inconsistencia de los “elementos griegos”.
Así Lavoisier reconstruyó toda la química sobre la base de esta definición y le dio un cariz racional y sistemático. Se convirtió en una ciencia del análisis basada en experimentos verificables y reproducibles , realizados con instrumentos cada vez más precisos y estandarizados. Además gracias a la nomenclatura racional concebida por Lavoisier y sus colaboradores, el nombre debía reflejar la composición de la sustancia. Lavoisier pretendía poner la química al alcance de los niños , y presentó el nuevo sistema en 1978, en forma de un TRATADO ELEMENTAL DE LA QUÍMICA destinado a los principiantes. En el, todo está ordenado alrededor de 33 elementos, aunque hoy se reconoce que tres no son elementos (luz, calor y cal). En su tabla de elementos Lavoisier limpiaba a la química de todo fárrago de especulaciones sobre las cualidades ocultas y primeros principios de todas las cosas . de esta manera la química podía enseñarse fácilmente con algunos experimentos y conceptos.
Pero este descanso fue de corta duración. Las dificultades renacieron a principios del siglo cuando surgió una nueva técnica de análisis que utilizaba la electrólisis. A partir de entonces los cuerpos simples se multiplicaron, para 1830 ya eran 50 elementos y para 1860 llegaban a 60; entonces se instaura el análisis espectral.
Ciertamente, la teoría progresó con igual ritmo y ofreció técnicas mucho más poderosas para identificar y describir el número creciente de elementos. En 1808 el químico inglés John Dalton introdujo la noción de peso atómico. Así cada elemento disponía de un carácter individual, numérico y que además podía determinarse por vía experimental gracias a una impresionante serie de nuevas leyes; la más célebre Ley de Avogadro (1811).
2.- LEY DE LAS OCTAVAS DE NEWLANDS
En la década de 1850 a 1860 los químicos hacían consideraciones para determinar los pesos atómicos de cada elemento. En 1865, el químico inglés John Alexander Newlands exploró el problema del comportamiento periódico de los elementos.
Newlands observó que el octavo elemento (F) se asemejaba al primero (H), el segundo (Li) con el noveno (Na), el tercero (Be) con el décimo (Mg), etc. Esto lo llevó a comparar las octavas químicas con las octavas musicales, y él mismo las llamó Ley de las Octavas. La comparación aunque interesante, no es correcta. Con el conocimiento de los gases nobles, sus propiedades periódicas deberían ser novenas , por otro lado el haber utilizado analogías musicales solo trajo indiferencia y ridiculización.
Otro problema o fallas que se detectaron en esta relación, fue el no dejar espacios en blanco para nuevos elementos que se descubrieron y más aún al final de la tabla hay varios elementos que son forzados a ocupar la misma posición, como en el caso del Cr, Mn y Fe que no se parecen lo suficiente al Al, P y S.
3.- LAS BASES PARA LA CLASIFICACION PERIODICA
El desarrollo de la tabla periódica tal y como la conocemos hay es obra del químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiv, aunque el químico alemán Julios Lothar Meyer trabajó el mismo sistema en esencia de manera independiente y simultánea. Tanto así que entre ellos se creó una rivalidad que duró toda la vida, ambos tenían más de un punto en común, los dos habían asistido al primer congreso internacional de química que se efectuó en Karlsruhe en 1860; los dos partieron a la búsqueda de una clasificación periódica por los mismos motivos: eran profesores de Universidad empeñados en hacer un manual de química general para sus estudiantes y preocupados de presentar la química de una manera ordenada, racional y sistemática. Clasificar los elementos es dibujar el plano de la obra. De hecho, Meyer llevaba una buena ventaja sobre Mendeleiev, puesto que la primera edición de su manual apareció en 1864 como con una tabla de elementos fundada en su valencia. En 1868 puso para una segunda edición , una nueva clasificación, que esta vez era un verdadero sistema periódico de todos los elementos comunes , comprendidos los metales de transición entre el fierro y el níquel, que dejaban espacios vacíos para elementos aún por descubrir.
En 1870; Meyer fue más lejos y verificó la periodicidad de las propiedades sobre un notable caso: el volumen atómico, que ilustró en forma de espiral Desafortunadamente para Meyer, la publicación de su segunda edición sufrió un atraso y la tabla concebida en 1868 no apareció hasta 1872, después de la de Mendeleiev. Sin entrar en detalle en la prioridad , es posible subrayar las diferencias entre los dos sistemas rivales. La más evidente es que Meyer no previó las propiedades de los elementos sin descubrir ni se atrevió a corregir los pesos atómicos, sin embargo esto de ninguna manera demérita el esfuerzo y confianza que Meyer tuvo en la existencia de una relación y periodicidad química.
4.- TABLA PERIODICA DE MENDELEIEV
Mendeleiev presentó su trabajo en 1869, siguiendo el mismo plan que Newlands de disponer los 60 elementos conocidos hasta entonces en orden creciente de sus pesos atómicos pero con las siguientes aportaciones sustanciales:
1.- La introducción de períodos largos para acomodar a varios elementos que hoy conocemos como metales de transición.
2.- Si las propiedades químicas de un elemento sugerían que este no encajaba con el orden establecido de acuerdo con los pesos atómicos, dejaba un espacio vacío. Por ejemplo: no había ningún elemento que se ajustara adecuadamente debajo del Si, así dejó un espacio para el nuevo elemento “ekasilicio”.
3.- Realizó una nueva evaluación crítica de los pesos atómicos de varios elementos, conociendo por un lado el tipo de compuestos que formaban y por otro su peso equivalente, así por ejemplo al Cr se el asignaba un peso atómico de 43.3 considerando que su valencia era 5 y su peso equivalente 8.66, para que sus propiedades químicas se adecuaran a los pesos atómicos
Mendeleiev propuso la valencia de 6 y un peso atómico de 52 para el Cr. Lo mismo hizo con el In con un peso atómico de 38.5 y valencia uno; consideró de acuerdo con los óxidos que su valencia debía ser 3 y su peso 114.8.
4.- Sobre la base del comportamiento periódico de los elementos predijo las propiedades de varios elementos aún no descubiertos. Estas predicciones más tarde sorprendieron a la comunidad científica cuando se descubrieron. Uno de ello fue le “ekasilicio” descubierto por el alemán Winkler en 1886 dando el nombre de Germanio, Mendeleiev predijo sus propiedades tomando en consideración la posición que ocuparía abajo del Si y arriba del Sn. Las propiedades físicas y químicas del elemento y sus compuestos debería ser un promedio de Si-Sn.
5.- Cuando las propiedades de un elemento eran causa de que no conservaran el orden establecido en función del peso atómico cambiaba el orden establecido dando a las propiedades químicas mayor importancia que a los pesos atómicos.
5.- FALLAS QUE PRESENTA LA TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV
a).- El orden establecido no está en función estricta con los pesos atómicos; cuando estos fueron determinados con mayor exactitud se encontraron algunas discrepancias. Por ejemplo: entre el I y Te; Ar y K; Co y Ni.
b).- No hubo predicción en la existencia de los gases nobles y esto hizo en un principio tambalear el orden establecido; ya que se habían descubierto elementos que se encontraban en medio de los halógenos y metales alcalinos, llamado también grupo I.
c).- Mendeleiev trató de inventar un nuevo grupo que ubicara los gases nobles; pero también trató de ajustar al electrón, la radiactividad, el eter y el zirconio; como una actitud desesperada de armonizar los nuevos descubrimientos con su tabla fundamental.
6.- DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LOS NUMEROS ATOMICOS.
En 1912, el joven físico inglés Henry Gwyn Jeffrey Moseley observó la frecuencia de los rayos X emitidos por los electrones debería ser correlacionado con el número atómico, más que con los pesos atómicos. Larelación entre el número atómico de un elemento y la frecuencia de los rayos X emitidos es una consecuencia de su estructura atómica.
Como sabemos los electrones estaban distribuidos en niveles de energía. Cuando un átomo se expone a una fuente de electrones de alta energía se pueden arrancar electrones de niveles muy internos (cercanos al núcleo, nivel K), dejando espacios vacíos que independientemente son llenados por electros de niveles de mayor energía , este “salto” genera los rayos X. El espectro de rayos X de un elemento contiene por lo tanto información acerca de los niveles de energía. Lo más importante es que la energía de cada nivel varía con la carga nuclear. Entre mayor sea esta, más intensamente están enlazados los electrones al núcleo por lo que se requiere más energía para separarlos del átomo y más energía será emitida (Rayos X9 cuando un electrón externo “salta” al nivel K.
Moseley descubrió como varía la frecuencia de los rayos X respecto a su número atómico, hallando la siguiente relación:
n = Frecuencia de los rayos X emitidos
R = Constante de Rydberg
Z = Número atómico del elemento
Se puede demostrar que (n /R)1/2 µ Z
En abril de 1914 Moseley publicó el resultado de su trabajo usando 39 elementos del aluminio al oro.
El método de Moseley permitió situar de manera definitiva los elementos químicos en una tabla. Si dos elementos supuestamente adyacentes emitían rayos X, cuyas longitudes de onda diferían en una magnitud doble de lo esperada, debía existir un vacío entre ellos, perteneciente a un elemento desconocido. Si, por otra parte, las longitudes de onda de los rayos X característicos de los elementos diferían solo en el valor esperado, podía tenerse la seguridad de que no existía ningún elemento por descubrir entre ellos. Por lo tanto, se podía dar un número definitivo a los elementos. Hasta entonces había cabido siempre la posibilidad de que un nuevo descubrimiento rompiera la secuencia y trastornara cualquier sistema de clasificación adoptada, ahora ya no existían valores inesperados.
7.- TABLA PERIÓDICA.
Está diseñada para dar una compresión de la unidad de los átomos, así como de sus propiedades físicas y químicas, su estructura y comportamiento, su modo de formación y desintegración. Desde hace tiempo el átomo es centro de interés del mundo científico, máxime cuando sus propiedades se ponen de relieve como por ejemplo: la luminiscencia del fósforo, el magnetismo del fierro, la superdureza del carbono, la tenacidad del tántalo , la suavidad del plomo, la radiactividad del radio, la inercia química del helio, la actividad del oxígeno, el calcio como integrante de os huesos, el nitrógeno piedra angular de las proteínas, drogas y poderosos explosivos; la gran conductividad eléctrica del cobre, plata y oro, el yodo controlando el crecimiento del cuerpo, el uranio como energético, el cromo como colorante; y muchos otros elementos que tienen comportamientos y propiedades únicas.
Aparte del interés intrínseco en el conocimiento del átomo, la importancia de tal conocimiento se amplifica con el poder que la química para crear formas de materia y energía con propiedades inexistentes en la naturaleza.
Podemos enumerar los principales descubrimientos que llevaron a la comprensión de las propiedades periódicas: Rayos X ( Roetgen, 1896), los electrones (Thomson, 1897), la radiactividad (Pierre y Marie Curie, 1898), la teoría cuántica de la radiación del cuerpo negro (Plank, 1900), la teoría cuántica del efecto fotoeléctrico (Einstein, 1905).
Por otro lado se puede decir con exactitud, que así, como los protones identifican la individualidad de cada elemento, los electrones del último nivel de energía determinan las propiedades químicas del mismo.
8.- En resumen la tabla periódica está construida en función de:
a.- Los números cuánticos: n, l, m y s; que caracterizan a los orbitales atómicos y determinan los bloques: s, p, d y f.
b).- El principio de exclusión de Pauli que limita el número de electrones por nivel de energía y que determina que el bloque “s” tenga 2 grupos, el bloque “p” 6 grupos, el bloque “d” 10 grupos y el bloque “f” 14.
c).- Las reglas de Aufaub o de construcción que como se llenan los orbitales atómicos con electrones y que hacen parecer la tabla periódica de una manera lógica.
Todas las propiedades periódicas de los elementos que están relacionadas en la tabla periódica pueden explicarse a través de las siguientes propiedades atómicas:
b).- Potencial de ionización
c).- Afinidad electrónica
d).- Electronegatividad
e).- Poder oxidante-reductorPropiedades metálica
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