“El futuro está en las grandes innovaciones técnicas, que constantemente van cambiando el aspecto del mundo. El futuro está en el desarrollo de la química y en el desarrollo de la electrónica, de manera de asegurar las grandes producciones en masa al alcance de todo el mundo”. mundo”. CHE GUEVARA
PRESENTACION ESTUDIAR QUIMICA, PARA QUE?. Es la pregunta que el estudiante universitario se hace cuando en el diseño curricular de la carrera observa que consta la asignatura de Química. El estudio de la Química en la Secundaria, por ser el primer contacto formal de los estudiantes con esta ciencia, es una oportunidad excepcional. En ese momento puede definirse de que la Química será un problema o no en el futuro del estudiante. La Química en el nivel medio se debe dirigir a los adolescentes asumiendo que la gran mayoría no van a seguir carreras afines a la misma. Tal y como está programada la asignatura contribuirá a fortalecer y justificar el perjuicio que ya traen los estudiantes contra ella. La “Quimifobia” no es un problema actual, se viene desarrollando en los últimos 40 años, no solo en torno a la Química, sino a las ciencias en general. Lamentablemente problemas como la contaminación, la carrera armamentista, la deshumanización de la sociedad por los avances tecnológicos, etc, han resultado lo suficientemente graves para eclipsar casi en su totalidad lo bello y positivo del conocimiento científico y la calidad de vida que hemos alcanzado con él. Enseñar Química en cualquier cualquier nivel no ha sido ni será tarea fácil. No solo por la “mala fama” que tiene por si misma la materia, sino también por la falta aparente de conexión entre la realidad personal de los alumnos y los temas de estudio. Las dificultades que tienen muchos estudiantes de Química se deben a una exposición defectuosa y explicaciones confusas. Por todos lo expuesto anteriormente, en el presente trabajo se asegura que los conocimientos que serán adquiridos por los estudiantes sean lo más claro y libre de confusión. El texto de trabajo ha sido un esfuerzo de las investigaciones que el autor ha hecho sobre los diferentes temas que abarca la Química, en él se presenta una pequeña parte de lo que es la Química como ciencia. Espero que en esta nueva edición el estudiante encuentre además de la parte teórica un gran número de problemas resueltos y propuestos, que le permitan aclarar aún más que la naturaleza de la Química es ser la “Ciencia Central”. Quiero expresar mis agradecimientos a todas y cada una de las personas que de alguna manera han ayudado para la presentación de este texto, de manera especial agradezco a la Escuela Politécnica del Ejército por haberme acogido como docente, para dejar en sus aulas un poquito del gran conocimiento de la Química. Luis Antonio Escobar Castañeda
CONTENIDO 1. UNIDADES: Generalidades Magnitudes Unidades Problemas resueltos y propuestos
4
2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA: Generalidades Teoría Atómica de Dalton Estructura Atómica y Modelos Atómicos Números Cuánticos y Distribución Electrónica Pesos Atómicos Ejercicios resueltos y propuestos
12
3. TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS: Generalidades Bases de la Clasificación Distribución de los Elementos Propiedades Generales de los Elementos Propiedades Periódicas Relaciones en los Grupos y Periodos
41
4. ENLACES QUIMICOS: Generalidades Valencia y Estado de Oxidación Electronegatividad Tipos de Enlaces Polaridad de los Enlaces Estructuras de Lewis Ejercicios
82
5. NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS: Generalidades Compuestos Binarios Compuestos Ternarios Compuestos Cuaternarios
94
6. ESTADO GASEOSO: Generalidades Factores que determinan el comportamiento de un gas Leyes de los Gases Problemas Resueltos y Propuestos
109
7. REACCIONES QUIMICAS: Generalidades Tipos de Reacciones Químicas Reacciones Redox Igualación de Ecuaciones Ejercicios resueltos y propuestos
134
8. ESTEQUIOMETRIA: Generalidades Leyes Ponderales de la Química Fórmulas Químicas Reactivo Limitante Ejercicios resueltos y propuestos
143
9. ESTADO LIQUIDO: Generalidades Propiedades de los líquidos Soluciones: Clases y Concentración Dilución Propiedades Coligativas Ejercicios resueltos y propuestos
163
10. ACIDOS, BASES Y SALES: Generalidades Definiciones. Fuerza de los ácidos y bases Ionización del agua. pH y pOH Hidrólisis Ejercicios resueltos y propuestos
189
11. TERMOQUÍMICA: Generalidades Unidades. Capacidad Calorífica y Calor Latente Entalpía de formación y Calor de reacción. Ecuaciones termoquímicas Ley de Hess Ejercicios resueltos y propuestos
205
12. ELECTROQUÌMICA: Generalidades Unidades eléctricas Ley de Ohm. Leyes de Faraday Ejercicios resueltos y propuestos
221
BIBLIOGRAFIA:
237
FUNDAMENTOS DE
QUIMICA GENERAL Ing. Luis A. Escobar C.
2010
FUNDAMENTOS DE
QUIMICA GENERAL
Ing. Luis A. Escobar C.
2012
FUNDAMENTOS DE
QUIMICA GENERAL
Ing. Luis A. Escobar C.
2010
CAPITULO 1
UNIDADES 1. GENERALIDADES: En Química, las propiedades se describen como cantidades que se pueden medir y expresar como productos de números y unidades. Antes de analizar las diferentes magnitudes y unidades utilizadas en Química, es necesario conocer y diferenciar dos términos que son utilizados muy frecuentemente en esta asignatura y que vale la pena hacer una aclaración. Materia se define como que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. MASA es la cantidad de materia de una muestra en particular de ella. La masa de un cuerpo es constante y no cambia, no importa el sitio donde se mida. El PESO de un cuerpo sin embargo, es la fuerza gravitacional de atracción entre la masa del cuerpo y la masa del planeta en el cual éste es pesado. Así, el peso de un cuerpo varía, dependiendo de donde es pesado, mientras que la masa no. Desafortunadamente los términos MASA y PESO son utilizados en forma intercambiada; sin embargo, usted debe entender su diferencia.
2. MAGNITUDES FUNDAMENTALES: Las magnitudes fundamentales más importantes utilizadas en Química son: longitud, masa, tiempo, cantidad de sustancia, temperatura y corriente eléctrica. Cada una de estas magnitudes tiene su propia unidad irreductible. MAGNITUDES DERIVADAS: Las magnitudes derivadas son magnitudes físicas obtenidas de combinaciones de las fundamentales. Por ejemplo, el volumen es una magnitud derivada.
3. UNIDADES: a) SISTEMAS DE UNIDADES: En Química, normalmente, se usan dos sistemas de unidades. El CGS (centímetro-gramosegundo), cuya unidad básica de longitud es el centímetro (cm), de masa el gramo (g) y la del tiempo el segundo (s); y el SI (Sistema Internacional de Unidades), en donde la unidad básica de longitud es el metro (m), la masa el kilogramo (kg) y la del tiempo es el segundo (s). Ambos sistemas definen unidades básicas individuales para cada magnitud fundamental. b) PREFIJOS DE LAS UNIDADES: En ambos sistemas se usan prefijos para designar múltiplos decimales o fracciones decimales de las unidades básicas. Los prefijos comunes son: MULTIPLO PREFIJO ABREVIATURA
10 (1x1 (1x100 ) 100 (1x102) 1000 (1x103) 1000000 (1x106) 1000000000 (1x109)
Deca Hecto Kilo Mega Giga
Da h k M G
FRACCION 0,1 (1x10 – 1) 0,01 (1x10 – 2) 0,001 (1x10 – 3) 0,000001 (1x10 – 6) 0,000000001 (1x10 – 9)
PREFIJO Deci Centi Mili Micro Nano
ABREVIATURA d c m N
c) UNIDADES DERIVADAS: Las magnitudes físicas derivadas se miden en unidades derivadas. Aunque las unidades que se usan para medir magnitudes físicas derivadas provienen realmente de las unidades básicas, a menudo se les dan nombres especiales esp eciales para mayor conveniencia. Por ejemplo, el VOLUMEN es una magnitud derivada, a la que se le asigna una unidad especial el LITRO, en el SI, el litro es igual a 1000 centímetros cúbicos (cm3). La FUERZA y la ENERGIA son también magnitudes derivadas, la unidad derivada de la energía es el ERGIO (CGS) y el JOULE (SI). A continuación presentamos algunas unidades derivadas de fuerza y energía en los dos sistemas y la relación que hay entre ellas: UNIDAD
Nombre de la unidad SI - Abreviatura - Unidades Básicas Nombre de la unidad CGS - Unidades Básicas Factores Factores de conversión conversión
FUERZA
ENERGIA
Newton N kg.m.s – 2 Dina g.cm.s – 2 1N = 1x10 Dinas 1Dina = 1x10 – 5 N
Joule J kg.m2.s – 2 Ergio g.cm2.s – 2 1J = 1x1 1x100 Ergios Ergios 1Ergio = 1x10 – 7J
d) CONVERSION DE UNIDADES: Hay otras relaciones útiles entre CGS, SI y otras unidades que es importante conocer; algunas se pueden deducir por los prefijos y otras hay que aprenderlas de memoria o buscarlas en los libros, en la siguiente tabla se tienen estos factores facto res de conversión:
UNIDAD
FACTOR
LONGUITUD MASA VOLUMEN PRESION TEMPERATURA
1 m = 100 cm, 1 Angstrom (Å) =1x10 – cm 1 kg = 1000 g 1 m3 = 1000 litros 1 atm = 760 torr = 101325 Pa °K = °C + 273; °C = 5/9(°F – 5/9(°F – 32); 32); °R = °F + 460
La DENSIDAD de una sustancia se define como la masa de una sustancia que ocupa la unidad de volumen: Densidad (d)
Masa (m)
Volumen (V)
En el Sistema Métrico Decimal, la densidad de los sólidos y líquidos se miden en g/cm3 o g/ml; y la de los gases en g/litro. En el sistema SI, la densidad se expresa como kg/m3. Para la mayoría de las sustancias la densidad se mide a 20°C, la cual se considera como la temperatura ambiente. Para el agua sin embargo se expresa a 4°C, por ser la temperatura a la cual el agua tiene una densidad exacta de 1,00 g/ml. La GRAVEDAD ESPECIFICA (peso específico) de una sustancia de la densidad relativa de una sustancia comparada con una estándar. En general para los líquidos se toma el agua a 4°C como el estándar y por lo tanto la gravedad específica expresa la densidad de una sustancia comparada con la del agua. Lo anterior se expresa así: Gravedad Específica (Peso Específico)
Densidad de la sus tan tan cia Densidad del agua a 4C
El peso específico también se puede calcular utilizando la siguiente ecuación: Peso Específico
Masa(Peso) de un sólido o líquido Masa (Peso) de un volumen de agua a 4C
La gravedad específica no tiene unidades, es simplemente la relación de dos densidades. Para determinar la densidad de una sustancia a partir de la gravedad específica basta multiplicar la gravedad específica por la densidad del agua como sustancia de referencia. Puesto que el agua tiene una densidad de 1,00 g/ml, la densidad y la gravedad específica son numéricamente iguales si se han utilizado las las unidades g/ml. e) NOTACION CIENTIFICA: La Notación Científica es un método para expresar números grandes o pequeños como factores de las potencias de 10. Se pueden usar exponentes de 10 para hacer que la expresión de las mediciones científicas sea más compacta, más fácil de entender y más sencilla de manejar.
Para expresar números en notación científica, se utiliza la siguiente expresión: b
a x10
Donde, a es un número decimal entre 1 y 10 (sin ser igual a 10) y b es un entero positivo, negativo o cero. Por ejemplo: 0,0000000013 m
6022000000 0000000000 0000
1,3x10
9
átomos at - g
m
6,022 022 x1023
átomos at - g
f) CIFRAS SIGNIFICATIVAS: La exactitud de una medición depende de la cantidad del instrumento de medición y del cuidado que se tenga al medir. Cuando se da una medida, se expresa con el número de CIFRAS SIGNIFICATIVAS que mejor represente su propia exactitud y la del instrumento empleado. La exactitud en los cálculos químicos difiere de la exactitud matemática. g) APROXIMACION: Las reglas para realizar aproximaciones son sencillas, si el dígito que sigue al último que se va a expresar es: 4 o menos, éste se descarta 5 o más, se aumenta en uno el último dígito PROBLEMAS RESUELTOS: 1. Una barra uniforme de acero tiene una longitud de 16 pulgadas y pesa 6,25 libras. Determinar el peso de la barra en gramos por centímetro de longitud. Longuitud
Peso
16 pu lg
6,25 lb
Peso Longitud
2,54 cm
1 pu lg
454 454 g
1 lb
2837 ,5 g
40,6 cm
40,6 cm
2837,5 g
69,89
g cm
2. El peso específico de la fundición de Hierro es 7,20. Calcular su densidad: a) en gramos por cm3, y b) en libras por pie3. Aplicamos la siguiente ecuación para realizar el cálculo correspondiente: Densidad de la sus tan cia
Peso Específico
Densidad del agua a 4C
Como la densidad del agua a 4°C es 1 a) d(Fe) (7,20)(1
b) d(Fe) 7,20
g 3
cm
g
)
7,20
1 lb
cm3 454 g
g ml
, entonces:
g cm3
(30,48)3 cm3 1 pie3
449,08
lb pie3
3. El ácido de baterías tiene un peso específico de 1,285 y contiene 38% en peso de H2SO4. Cuántos gramos de H2SO4 contendrá un litro de ácido de batería. Determinamos la densidad de la solución, en base al peso específico: pe 1,285
d(ácido) 1,285
g ml
Establecemos las siguientes operaciones: 1,285 285 g ácido bateri bateriaa 1 ml solución 1285 g ácido bateri bateriaa
1000
ml solución
1285
38 g H2SO4 puro
100 100 g ácido bateri bateriaa
4. Convertir 40 °C y – y – 5 °C a la escala Fahrenheit. C
5 9
(F 32)
9
F
a) F (40) 32 104 5
9 5
C 32
g ácido bateri bateriaa
488 488,30 g H2SO4 puro
9
b) F (5) 32 23 5
5. Convertir 220 °K y 498 °K a la escala Centígrada. K C 273
C K 273
a)
C
220 220 273 273
53
b)
C
498 498 273 273
255 255
6. Expresar – Expresar – 22 22 °F en grados Centígrados y en grados Kelvin. C
5 9
(F 32)
273 K C 273
5
C (22) 32 30
9
K 30 273 273 243 243
PROBLEMAS PROPUESTOS: 1. Una lámina de oro (peso específico, 19,3) que pesa 1,93 mg puede ser laminada nuevamente hasta una película transparente que cubre un área de 14,5 cm2. A) Cuál es el volumen de 1,93 mg de oro, b) Cuál es el espesor de la película en Angstroms. Resp. a) 1x10 – 4 cm3, b) 690 Å 2. Un hombre medio necesita unos 2,00 mg de vitamina B2 por día. Cuántas libras de queso necesitaría comer un hombre por día si ésta fuera su única fuente de suministro de vitamina B2 y si este queso tuviese 5,5x10 – 6 gramos de vitamina por cada gramo. Resp. 0,80 lb/día 3. Un catalizador poroso para reacciones químicas tiene un área superficial interna de 800 m2/cm3 de material. El 50% del volumen total son poros (orificios), mientras que el otro 50% del volumen está formado por la sustancia sólida. Suponer que todos los poros son tubos cilíndricos con un diámetro d y una longitud l . Determinar el diámetro de cada poro. Resp. 25Å 4. Un recipiente de vidrio pesa vacío 20,2376 g y 20,3102 g lleno de agua a 4°C hasta una cierta marca. El mismo recipiente se seca y se llena hasta la misma marca con una solución a 4°C. Ahora el peso es de 20,3300 g. Cuál es la densidad de la solución. Resp. 1,273 g/ml 5. El contenido medio de Bromo en el agua del mar es de 65 partes por millón (ppm). Suponiendo una recuperación del 100%. Cuántos galones de agua marina tienen que ser tratados para producir una libra de Bromo. Resp. 1,845x103 galones
6. Una muestra de 20 cm3 de una solución de Acido Clorhídrico concentrado de densidad 1,18 g/ml contiene 8,36 g de HCl puro. a) Determine la masa de HCl puro por cada centímetro cúbico de solución. s olución. b) b ) Determine Deter mine el porcentaje en peso pe so (masa) 3 de HCl en la solución ácida. Resp. a) 0,418 g/cm ; b) 35,4% 7. Las Feromonas son compuestos secretados por las hembras de muchas especies de insectos para atraer a los machos. Con 1,0x10 – 8 gramos de una feromona es suficiente para llegar a todos los insectos macho blanco dentro de un radio de 0,50 millas. Determinar la densidad de la feromona (en gramos por litro) en un espacio cilíndrico de aire con un radio de 0,50 millas y una altura de 40 pies. Resp. 19 4,03x10 – 19 g/L 8. Para conservar el agua, los químicos aplican una delgada película de un cierto material inerte sobre la superficie del agua para disminuir su velocidad de evaporación. Esta técnica fue introducida hace tres siglos por Benjamín Franklin, quien encontró que 0,10 ml de aceite podrían extenderse cubriendo una superficie de 40 m2 de agua. Suponiendo que el aceite forma una monocapa, es decir, una capa cuyo espesor es de una molécula, determinar la longitud en nanómetros de cada molécula de aceite. Resp. 2,5 Nm 9. Un trozo de galena (Sulfuro de Plomo impuro) pesa 5,50 g en el aire y 4,76 g en el agua. Cuál es el peso específico de la galena. Resp. 7,4 10. A una aleación se la ha fabricado en forma de un disco plano de 31,5 mm de diámetro y 4,5 mm de espesor con un orificio de 7,5 mm de diámetro en el centro. El disco pesa 20,2 g. Cuál es la densidad de la aleación en unidades SI. Resp. 6100 kg/m3 11. Cuántos kilogramos de solución de Hidróxido de Sodio al 85% de concentración, se necesita para preparar 5 litros de una solución de Hidróxido de Sodio al 20%. La densidad de la solución al 20% es 1,22 g/cm3. Resp. 1,435 kg 12. Convierta las siguientes temperaturas: – temperaturas: – 195,5°C 195,5°C a °F; – °F; – 430 430 °F a °C; 1705 °C a °F. Resp. – 319 319 °F; – 256,7 256,7 °C; 3100 °F 13. Expresar: 8 ºK, 273 ºK en grados Fahrenheit. Resp. – 445 445 °F; 32 °F 14. A qué temperatura la lectura numérica en un termómetro Celsius es igual a la marcada en un termómetro Fahrenheit. Resp. – 40° 40° 15. Construir una escala de temperatura sobre la cual los puntos o temperaturas de congelación y ebullición del agua sean 100° y 400°, respectivamente, y el intervalo entre los grados es un múltiplo del intervalo entre los grados en la escala Centígrada. Cuál será el cero absoluto en esta escala y cuál será el punto de fusión de azufre, que es 444,6°C. Resp. – 719°; 719°; 1433,8°
16. La temperatura de sublimación del hielo seco es – 109°F. 109°F. Este valor es mayor o menor que la temperatura del etano en ebullición que es de – de – 88°C. 88°C. Resp. Mayor 17. Un proceso de estañado electrolítico produce un recubrimiento de un espesor de 30 millonésimas de pulgada. Cuántos m2 podrán recubrirse con un kilogramo de estaño de densidad 7300 kg/m3. Resp. 180 m2 18. El radio atómico del Magnesio (Mg) es 1,36 Å y su masa atómica es 24,312 g. Cuál es la densidad del átomo en kg/m3. Resp. 3,8x103 kg/m3 19. Una solución diluida de Acido Nítrico se prepara al diluir 64 ml de solución de Acido Nítrico (densidad 1,41 g/ml y que contiene 70% en peso de ácido nítrico puro) a 1 litro. Cuántos gramos de HNO3 puro están contenidos en 50 ml de la solución diluida. Resp. 3,16 gramos 20. Cuál es la densidad en unidades SI de una esfera de acero que tiene un diámetro de 7,50 mm y una masa de 1,765 g. Resp. 7990 kg/m3
CAPITULO 2
ESTR ESTRUCTUR UCTURA A DE L A M ATERI A 1. GENERALIDADES: Todos los cuerpos que existen de la naturaleza están constituidos por materia. La MATERIA, es el componente fundamental de la naturaleza íntima de los cuerpos, se caracteriza por poseer masa y ocupar un lugar en el espacio. CUERPO, es una porción limitada de materia que ocupa un lugar en el espacio. La materia se clasifica en homogénea y heterogénea:
HOMOGENEA: La que presenta uniformidad en su composición, se considera materia homogénea las sustancias y las soluciones, las sustancias pueden ser: elementos y compuestos. HETEROGENEA: La que no presenta uniformidad en su composición por ejemplo: los alimentos, las rocas, el suelo, la madera, etc. En fin todos estos materiales son mezcla de las sustancias. A continuación se presenta una forma de clasificar a la materia:
Presenta algunas propiedades, definiéndose como PROPIEDAD a la característica por medio de la cual una sustancia puede ser identificada y descrita.
Pueden ser generales y específicas: a) GENERALES: Son las que presentan todas las sustancias y por lo tanto no nos sirve para distinguir una sustancia de otra, son: volumen, peso, impenetrabilidad, inercia, etc. b) ESPECIFICAS: Son las que presenta una determinada sustancia, y nos permite distinguir una sustancia de otra y son: color, olor, sabor, densidad, dureza, etc. Estas propiedades pueden ser físicas o químicas.
FISICAS: Se pueden observar por medio de nuestros sentidos y se relacionan con los cambios físicos que sufre la materia, estas son: color, olor, sabor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad. QUIMICAS: Son las que se relacionan con los cambios químicos que sufren las sustancias. Por ejemplo la combustión del alcohol, de la gasolina; la oxidación del hierro, en general de todos los metales. La materia puede existir en tres estados físicos: sólido, líquido, gaseoso. Puede sufrir cambios o transformaciones de dos clases: físicos y químicos. CAMBIOS FISICOS: Ocurren sin que se produzcan alteración en la composición química de la materia, sino únicamente de sus propiedades. En estos cambios físicos no se forman nuevas sustancias y los que se encuentra al final tiene la misma composición de la sustancia original. Estos procesos cesan cuando desaparecen la causa que los produjo y son reversibles, es decir, puede verificarse fácilmente el proceso inverso. Una sustancia puede cambiar de estado físico cuando se efectúan cambios de presión y temperatura. En el siguiente diagrama podemos observar los cambios físicos que sufre la materia:
CAMBIOS QUIMICOS: Son los que alteran la composición química de la materia. Estos procesos permanecen aunque haya cesado la causa que los produjo, son irreversibles. En los cambios químicos los nuevos productos son distintos a los de origen. 4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s) C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(g) + Energía En la siguiente tabla se muestran algunos ejemplos de cambios físicos y químicos: CAMBIO Ebullición del agua Congelación del agua Electrólisis del agua Reacción del cloro con sodio Fusión del hierro Oxidación del hierro Corte de madera Combustión de la madera Masticación de un alimento Digestión del alimento
TIPO Físico Físico Químico Químico Físico Químico Físico Químico Físico Químico
Otro componente importante de los cuerpos es la ENERGIA, que se define como la capacidad para realizar un trabajo, o cambios en el estado o propiedades de la materia. Materia y Energía son dos cosas con la misma esencia, comparte la propiedad de poseer masa, según la teoría de Einstein. Están relacionadas por medio de la ecuación: E
m c2
En donde: E = energía m = masa c = Velocidad de la luz (300000 km/s)
Esta ecuación permite establecer la ley que dice: “LA MATERIA Y LA ENERGIA NO SE CREAN NI SE DESTRUYEN, SOLO SE TRANSFORMAN”. TRANSF ORMAN”. En los siguientes ejemplos, podemos observar la relación entre materia y energía: 1) Cuando 1000 gramos de Uranio 235 sufren fisión nuclear (bomba atómica), se libera una energía equivalente a 8,23x1020 ergios. Calcular la masa de los productos materiales de la reacción. Utilizando la ecuación:
E
m c
2
; despejando la masa, tenemos:
m
E
c
2
Reemplazando datos, tenemos: m
m
8,23x1020 g cm2 / s 2
(3x1010 cm / s) 2 8,23x1020 g cm2 / s 2 (3x1010 cm / s) 2
m 0,915 g
Por lo tanto la masa de los productos de reacción sería: 1000 – 1000 – 0,915 0,915 = 999,085 gramos, es decir aproximadamente el 0,1% se ha transformado en energía. 2) Cuando estallan 1000 gramos de Trinitrato de Glicerina (Trinitroglicerina) se liberan 8,0x1013 ergios. Cuál es la masa de los productos de reacción. Aplicando la misma ecuación que en ejemplo anterior, tenemos: E m . c2
m
m
m
E
c
2
8,0x1013 g cm2 / s 2 (3x1010 cm / s) 2 0,89x10 7 g
La masa de los productos sería: 1000 – 1000 – 0,89x10 – 7 = 999,999999911 gramos, En esta reacción química la masa de los productos difiere muy poco de la masa de los reactantes, esta diferencia es imposible medir experimentalmente, razón por la cual podemos decir que en las reacciones químicas qu ímicas ordinarias la materia se conserva. 2. TEORIA ATOMICA DE DALTON:
John Dalton, alrededor de 1803, propuso sus teorías acerca de la naturaleza y el comportamiento de la materia. A continuación se anotan algunas conclusiones: a) Todas las sustancias se componen de pequeñas partículas sólidas e indestructibles, denominados ATOMOS. b) Los átomos de una misma sustancia son idénticos en cuanto a peso, tamaño, y forma. c) El átomo es la parte más pequeña de un elemento que interviene en un fenómeno químico. d) Las moléculas de un compuesto están formadas por la unión de átomos de dos o más elementos. e) Los átomos de dos elementos se pueden combinar entre sí en distintas proporciones para formar más de un compuesto. compues to.
3. ESTRUCTURA ATOMICA: La materia esta constituida por pequeñas partículas llamadas ATOMOS. Podemos considerar al átomo como una unidad más completa de la materia que tenemos conocimiento. Son las partículas más pequeñas que pueden tomar parte en las combinaciones químicas. La unión de átomos individuales da lugar a la formación de moléculas. El átomo de cualquier elemento químico esta formado por dos zonas importantes: a) Zona central: NUCLEO b) Zona externa: PERIFERIA o ENVOLTURA
En el núcleo están los protones (p+) de carga positiva y los neutrones (n°) de carga neutra.
En la envoltura, se encuentran los electrones (e – ), cuya carga es negativa. En todo átomo, el NUMERO DE PROTONES ES IGUAL AL NUMERO DE ELECTRONES, por po r lo que se considera NEUTRO. A los protones y a los neutrones por estar formando parte del núcleo atómico se les denomina, NUCLEONES. El átomo tiene un tamaño de 1x10 – 8 cm y su peso es 1x10 – 2244 g.
a) ELECTRON: Descubierto en las investigaciones de los rayos catódicos producidos en tubos de descarga. Los rayos catódicos constituyen un haz de partículas discretas cuya naturaleza fue determinada en 1897 por J. J. Thomson, quien demostró que estaban formados por partículas negativas que se movían a grandes velocidades, velo cidades, de igual masa y carga. Esas partículas fueron llamadas ELECTRONES y consideradas constituyentes universales de la materia. El electrón presenta las siguientes características: Masa = 9,109 x 10 – 2288 gramos ó 0,00055 uma Carga = 1,602 x 10 – 1199 coulombs ó 4,8 x 10 – 1100 ues.
b) PROTON: En 1866 Goldstein, al realizar experiencias con rayos catódicos logró detectar rayos positivos. Al ser estudiada esta radiación se encontró que constaba de partículas positivas cuya masa dependía del tipo de gas que hay en el tubo. A estas partículas se les denominó PROTONES y se les consideró también constituyentes universales de la materia. La determinación de la masa y de la carga arrojó los siguientes resultados: Masa =1,673 x 10 – 2244 gramos ó 1,0073 uma Carga = 1,602 x 10 – 1199 coulombs ó 4,8x10 – 1100 ues La carga es la misma que la del electrón pero con signo contrario.
c) NEUTRON: Su descubrimiento se informó en el año de 1932, por las dificultades de detectar y medir una partícula de carga cero. Correspondiéndole a Chadwick su existencia. Son inestables con una vida media de 13 minutos. Desempeñan la función de AGLUTINADORES DE LOS PROTONES, ya que consiguen eliminar la fuerza de repulsión que los protones ejercerían entre sí, debido a su mutua
cercanía entre ellos (carga eléctricas iguales se repelen). Su masa es aproximadamente 1,675 x 10 – 2244 gramos.
CONSTANTES DEL ATOMO: NUMERO ATOMICO, Z: Establece el número de protones que existen en el núcleo atómico, el número de electrones que se encuentran girando alrededor de éste y la ubicación del elemento en la tabla periódica. NUMERO DE MASA ATOMICA o NUMERO MASICO, A: Determinado por la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Tomando en cuenta esta definición podemos establecer que: Z #p
A # p # no
A Z N
Donde: Z = # p+ = # e – N = Número de neutrones REPRESENTACION SIMBOLICA DE UN ATOMO: ZE
A
Donde: E = Símbolo de un elemento A = Número de masa atómica Z = Número atómico.
Por ejemplo: 11 Na23;
17Cl
35
; 8O16;
197 79Au
REPRESENTACION GRAFICA DE UN ATOMO:
EJERCICIO:
Un elemento cualquiera tiene las siguientes características: Z=23 y A=75. Hallar: a) Número de e – , b) Número de p+, c) Número de no, y d) Representar en forma gráfica y simbólica el átomo del elemento. a) Como Z=23 y Z es el número atómico y este representa el número de electrones y protones, entonces hay 23 e – . b) Como #p+ = # e – , entonces hay 23 p+. c) El número de neutrones es: #n0 = 75 – 75 – 23 23 = 52 d) Tomando en cuenta los anteriores cálculos, representamos al átomo: 23E75
4. MODELOS ATOMICOS: a) MODELO ATOMICO DE THOMSOM: Representó al átomo como un modelo estático, en el cual los electrones ocupaban posiciones fijas en el seno de una masa positiva. El modelo macizo de Thomsom fue aceptado durante algunos años por que permitía explicar cualitativamente algunos fenómenos como la emisión de la luz por los átomos y la pérdida de electrones por frotamiento. b) MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD: Demuestra la existencia del núcleo atómico en el que encontraba toda la masa y la carga positiva del átomo, lo que le permite proponer un nuevo modelo atómico localizando al núcleo en el centro del átomo y alrededor del cual se encuentra una nube de electrones que poseían carga negativa. c) MODELO ATOMICO DE BOHR: El átomo esta constituido por un corpúsculo central llamado Núcleo donde se encuentran los protones y neutrones, contiene la totalidad de la carga positiva y la masa del átomo, y los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo en órbitas circulares y concéntricas, existiendo un determinado número de electrones por cada órbita. d) MODELO ATOMICO DE SOMMERFIELD:
Acepta la existencia de un núcleo central donde se encuentran los protones y neutrones; y los electrones se hallan girando alrededor del núcleo describiendo órbitas elípticas. e) TEORIA ATOMICA MODERNA: Un átomo esta constituido por un núcleo central en el que se encuentran los protones y los neutrones, toda la carga positiva y la masa del átomo; y los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo describiendo trayectorias circulares o elípticas de acuerdo a la energía que posea el electrón, debiendo existir tantas trayectorias, tantos orbitales como electrones tenga el átomo. f) MODELO DE LA MECANICA CUANTICA: La mecánica cuántica trata de definir el orbital. ORBITAL, es la región del espacio alrededor del núcleo donde se tiene la máxima probabilidad (superior al 90%) de encontrar un determinado electrón. La MECANICA CUANTICA se fundamenta en 4 números cuánticos.
5. NUMEROS CUANTICOS Y DISTRIBUCION ELECTRONICA: a) NUMEROS CUANTICOS: Estos números nos permiten calcular la energía del electrón y predecir el área alrededor del núcleo donde se puede encontrar el electrón (ORBITAL). Estos son: 1) NUMERO CUANTICO PRINCIPAL, n: Determina el NIVEL de energía principal o capa en donde se encuentra el electrón y además nos da a conocer la posición de la nube electrónica. Los valores determinados para este número son los siguientes: n:
1 K
2 L
3 M
4 N
5 O
6 P
7 Q
La capa n = 1, es la más cercana al núcleo y tiene la menor energía, es decir, la energía se cuantifica en base a la distancia que hay entre cada nivel y el núcleo atómico.
2) NUMERO CUANTICO SECUNDARIO, l : Determina el SUBNIVEL o SUBCAPA dentro del nivel principal de energía. Nos indica la forma de la nube electrónica u orbital donde se encuentran electrones alrededor del núcleo. De acuerdo a la mecánica cuántica puede tomar los siguientes valores: l : : 0, 1, 2, 3, ... , hasta (n – (n – 1). 1).
Se nombran por medio de letras: l :
0 s
1 p
2 d
3 f
Donde: s: p: d: f:
Sharp principal Diffuse fundamental
A continuación se muestran algunas formas de estos subniveles:
subnivel “s”
subniveles “p”
subnivel “d”
subniveles “f” 3) NUMERO CUANTICO MAGNETICO, m: Representa la ORIENTACION de los orbitales electrónicos en el espacio. Cada subnivel consta de uno o más orbitales electrónicos. El número de orbitales esta dado por la siguiente ecuación, n2. Sus valores son: m : – l , … , –1, 0, +1, … , + l A continuación se muestra la relación entre los números cuánticos n, l y y m:
n
l
DESIGNACION
m
NUMERO
1 2 3 4
0 (s) 0 (s) 1 (p) 0 (s) 1 (p) 2 (d) 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f)
DE LOS SUBNIVELES 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
DE ORBITALES 0 1 0 1 – 1, 1, 0, +1 3 0 1 – 1, 1, 0, +1 3 – 2, – 2, – 1, 1, 0, +1, +2 5 0 1 – 1, 1, 0, +1 3 – 2, – 2, – 1, 1, 0, +1, +2 5 – 3, – 3, – 2, – 2, – 1, 1, 0, +1, +2, +3 7
Cada valor de m, constituye un orbital. 4) NUMERO CUANTICO DEL SPIN, s: Representa el movimiento de rotación que tiene el electrón sobre su propio eje, mientras va describiendo su trayectoria. Los valores para este número son: – son: – 1/2 1/2 () y +1/2 ()
– ½
+½
b) DISTRIBUCION ELECTRONICA: Es la forma abreviada de representar a los electrones en los niveles y subniveles que posee el átomo de un elemento. Para realizar la distribución electrónica se debe tomar en cuenta: a) PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI: Este principio manifiesta que: “EN UN ATOMO CUALQUIERA NO PUEDEN EXISTIR DOS ELECTRONES CUYOS NUMEROS CUANTICOS TENGAN LOS MISMOS VALORES”. b) POBLACION ELECTRONICA: El número máximo de electrones en cada NIVEL es, 2n2, donde el valor de n corresponde al número cuántico principal: n 1
# máx. e – 2
