Unidad 6

Unidad 6

PROPIEDADES FISICOQUÍMICAS

DE LAS SUSTANCIAS PURAS

                   Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.

                  Parece conveniente referirse en éste momento a la fortaleza comparada de los distintos tipos de enlaces interatómicos. La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma. 

                 El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.

 
MOLÉCULAS GIGANTES

                   Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema. Por lo general son arreglos de gran tamaño y de allí el nombre de la categoría. La proporción de distintos átomos se conoce y se representan estos sistemas por su fórmula empírica. La fórmula verdadera es (F.E.) _n , pero n es indeterminada. 

                  Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.        

COVALENTES TRIDIMENSIONALES

                     Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación. Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.

                     Sus temperaturas de fusión son muy altas ( miles de°C) y en muchos casos se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión. Por otra parte la separación de las partículas por acción de moléculas de un solvente es imposible, por lo tanto son completamente insolubles. 

 


 
COVALENTES BIDIMENSIONALES

                      Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas tridimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.

 

COVALENTES UNIDIMENSIONALES

                      Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.

                      Los homopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A-  ;     -(A)- _n ).

                      Los copolímeros que repiten unidades distintas ( A-B-A-B-A-B- ;        ( -A-B-) _n ).

                      Son cadenas largas llamadas también macromoléculas y por ésta razón es que interaccionan unas con otras de manera significativa. Las interacciones entre macromoléculas son fuerzas de distintos tipos y que veremos más adelante en el caso de moléculas pequeñas.

                      En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.     

                      Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de las macromoléculas.

 

MAPA CONCEPTUAL  ACERCA DE LAS PROPIEDADES FISICOQUÍMICAS  DE LAS SUSTANCIA PURAS

 

Unidades 3 - 4 - 5

Unidad 3

LA ENVOLTURA DE LOS ÁTOMOS

La determinación de la disposición de los electrones alrededor del núcleo atómico ha sido un inmenso logro de científicos de las Matemáticas, la Física y la Química. Los resultados de las investigaciones muestran aspectos sorprendentes de la naturaleza de la materia y la energía. Estos aspectos, en relación al átomo,  permiten fundamentalmente la comprensión del comportamiento químico de las sustancias.

LAS ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS Y LA ENERGÍA

Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio y se relacionan íntimamente con el concepto de energía

 

MAGNITUDES Y CUALIDADES DE LAS ONDAS

 

A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)
c = velocidad de propagación de la onda ( cm/ seg)
 = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)
 = frecuencia ( nu ) = 1/T seg ^–1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental  = c T
                                                                           _
   EL ÁTOMO DE HIDROGENO DE BOHR
                               (Principios Básicos de Química H.Gray)       

                   1) Orbitas circulares
                   2) Momento angular  =  m _e v r  =      n h / 2         n = 1,2,3...........  

 

LOS NÚMEROS CUÁNTICOS, SU SIGNIFICADO, SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energía de los orbitales
¿Cuántos valores?           Infinito
¿Cuáles?         1,2 3,4,..............         ( Es el mismo n del átomo de Bohr)

l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores?               n
¿Cuáles?              0,     1,     2,      3, .........(n-1)
                            s     p      d       f             
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian  respectivamente a las letras que se indican. 
m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
¿Cuántos valores?               2l +1
¿Cuáles?     - l,   - ( l-1 ), .... -1,  0,  1, ......+ ( l-1 ),  +  l

s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje
¿Cuántos valores?              2
¿Cuáles?                                                         - 1 / 2 ,       + 1 / 2

GRÁFICOS DE ORBITALES

 

 

ÁTOMOS POLI ELECTRÓNICOS

               Ante la imposibilidad de resolver la ecuación de Schorodinger para sistemas de varios electrones, se ha supuesto y con éxito, que sucesivos electrones adoptarán los diversos modos de vibración que se encontraron para el electrón de átomo de Hidrógeno.

                En palabras más simples, los sucesivos electrones se ubicaran en los orbitales ya determinados para el átomo de Hidrógeno y de acuerdo a las siguientes reglas.

Principio de exclusión de Pauli

 

No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Es equivalente a establecer que un orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales.
Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía. 
Son de menor energía los de menor valor de n + l.   
A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor  n.

 

                            Diagonales indican el orden de llenado ( energía creciente)

Principio de Hund
En el caso de varios orbitales de igual energía o "degenerados" ( igual n + l ,  igual  n ), por ejemplo una serie de 3 orbitales p,   o una serie de 5 orbitales d,   o bien una de7 orbitales f.   Los electrones entran de a uno en cada uno de ellos, haciéndolo primero, por convención, con spin negativo. Cuando todos los orbitales " degenerados" ya hayan recibido un electrón con spin negativo pueden formarse parejas de spines opuestos.

 

Unidad 4

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

                    La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.

 

EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)

              Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.

                  A ⁰ _(g)   +   POTENCIAL DE IONIZACIÓN    =   A^{+ 1} _(g)   +        e-


              Mientras más cercano al núcleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viceversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.


LA ELECTROAFINIDAD ( E . A .)


                     Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón.

                      A ⁰ _(g)      +      e-      = A^-1 _(g)         +     ELECTROAFINIDAD

               Mientras más cercano al núcleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viceversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico .
                       No cuenta para los gases nobles


LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.)

                      La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas. De la misma forma que las magnitudes anteriores se comporta en forma inversa al Radio Atómico
                      Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.
                      La electronegatividad máxima es la del Fluor  e igual a 4.   No cuenta para los gases nobles.

LA ELECTROPOSITIVIDAD   ( E . P .)

La Electro positividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones. 
Tampoco cuenta para los gases nobles

  LA FORMACIÓN DE LAS MOLÉCULAS

                    La formación de los iones o bien alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse  teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra. La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viceversa,  luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.

                       M^+m _n    N ^-n _m                  

                                   

                                   M =  Metal       N  =  No Metal

          TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES

 SU OBTENCIÓN FORMAL Y DENOMINACIÓN ACTUAL Y ANTIGUA

 OXIDOS METALICOS

                           M ⁰   +    O ⁰ ₂            ^________ >       M ^+m ₂   O ^–2_m

                                                                                             

Ejemplos:                 Cu ⁺¹₂   O ^–2        Oxido de cobre I ,             antes Oxido cuproso

                                Cu ⁺² O ^–2           Oxido de cobre II ,            antes Oxido cúprico

OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)

                           N ⁰    +    O ⁰ ₂       ^_________>           N ⁺ⁿ₂ O ^–2_n

 Ejemplos:          C ⁺² O ^–2          Oxido de carbono II ,        antes Anhidrído carbonoso

                        C ⁺⁴ O ^–2₂        Oxido de carbono IV,        antes Anhidrído carbónico

                     Como se puede observar, la denominación antigua que es muy persistente,       depende del Número de Oxidación con que interviene el elemento. Esta nomenclatura usa prefijos y terminaciones alrededor de la raíz del nombre del elemento de acuerdo al número de estados de oxidación que posee el elemento y a la posición, entre éstos, del número de oxidación en uso. 

LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METÁLICO+ AGUA)

                         M ^+m₂ O ^-2_m    +      m H⁺¹₂ O^-2        =        2 M^+m ( O^-2 H⁺¹)_m

Ejemplo:

          Al ⁺³₂ O ^-2₃          +     3 H⁺¹₂ O^-2      =      2 Al⁺³ ( O^-2 H⁺¹)₃              (   Al ( OH)₃ )

            Oxido de Aluminio                                           Hidróxido de Aluminio

LOS OXÁCIDOS ( OXIDO NO METÁLICO + AGUA)

                           N ⁺ⁿ ₂ O ^-2_n     +       H⁺¹₂ O ^-2      =      H⁺¹₂ N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1

Ejemplo:

             S⁺⁶ O^-2 ₃       +        H⁺¹₂ O^–2      =      H⁺¹₂ S⁺⁶ O^-2₄          (   H₂ S O₄ )

            ^{Anhídrido Sulfúrico                                                     Acido Sulfúrico}

LOS HIDRÁCIDOS (HIDROGENO +NO METALES)

                               n H ⁰₂     +     N ⁰₂       =        2 H⁺¹_n N ^{– n}

Ejemplo:

                   n H ⁰₂       +     S ⁰₂       =         2 H⁺¹₂ S ^{– 2}                  (  H₂ S )

                                                         Acido Sulf hídrico

^{LOS ÁCIDOS Y LAS BASES}

                       Mejor que un nuevo tipo de compuestos habría que señalar que son compuestos  que poseen una propiedad relacionada a la reacción de disociación del agua y a los iones que allí  son liberados:

                                                         H₂O

                                     H₂O              =              H ⁺            +         OH ^–

                                                                    ^{ión hidrógeno      ión hidroxilo}

^{ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno}    

                                                                           ^H₂^O

                                      HA               =              H ⁺           +            A ^–

                                    ^{ácido                        ión hidrógeno            anión del ácido}

Así se comportan los oxácidos y los hidrácidos:

Ejemplos:

                               H ₂ S O ₄           =            2 H ⁺           +            SO₄ ^–2

                          Ácido sulfúr ico                                         Anión sulf ato (1)

Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión

                                             oso         ^{_____________}_>          ito

                                             ico          ^{_____________}_>          ato

                                  H ₂ S          =             2 H ⁺        +        S ^–2

                         Ácido sulf hídrico                                  Anión sulf uro

^{Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión}

                                      hídrico       ^____________>             uro

^{BASES son sustancias de fórmula general BOH que se disocian en agua liberando el ión  hidroxilo.}

                                                     H₂0

                           BOH                   =            B ⁺            +           OH ^–

                            ^{base                           catión de la base         ión hidroxilo}

 Así se comportan los hidróxidos:

Ejemplo:

              u ( O H ) ₂         =         Cu⁺²          +         2 OH ^-

                                                         ^{catión cúprico                            (1)}

1. Anión es un ión de carga negativa y Catión es un ión de carga positiva. Los nombres provienen de la Electroquímica

LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES)

OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA

  m  H⁺¹₂ N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1 +  2 M^+m ( O H )^- _m   =  M^+m₂ ( ( N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1 ) ^–2)_m +  2m  H₂O

HIDRÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA

  m   H⁺¹_n N ^{– n}   +    n   M^+m ( O H )^– _m     =   M^+m_n N ^{– n}_m    +   mn H ₂ O

LOS HIDRUROS   ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)

                                                 M⁰   +    m /2  H⁰₂     =     M^+m H ^-_m

Unidad 5

 EL ENLACE QUÍMICO

                     El enlace químico es la fuerza que une a los átomos para formar las moléculas.  Como ya se ha dicho es un proceso de estabilización por interacciones electrónicas donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. Por lo general los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, de allí se acostumbra a decir que el enlace químico se forma cumpliendo la "regla del octeto".

                     La energía de estabilización se denomina  también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.   

 

TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES

Existen dos mecanismos para cumplir la regla del octeto.

a.    ENLACE IONICO. Cesión de electrones, de parte de un átomo fuertemente electropositivo a otro fuertemente electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos.

b.    ENLACE COVALENTE. Compartición de parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.

          Ejemplos de estas situaciones, donde se muestra la estructura electrónica a nivel molecular, se dan a continuación mediante las correspondientes notaciones de Lewis.

 

TIPOS DE UNIONES

             Los gráficos siguientes además de reforzar los conceptos de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes y sus implicancias desde el punto de vista de la energía nos muestran dos situaciones que apuntan más bién al tipo de orbitales que intervienen o a distintas formas de unión.

                         Unión s (sigma)    

Unión p (pi)  

TIPOS DE ENLACES Y UNIONES

 

Unidad 1

Unidad 1

Modelos fundamentales de la materia.

Los Sistemas Materiales: se relaciona fundamentalmente con propiedades de la materia aspectos como discontinuo, corpuscular o particulado de la materia que se manifiesta en fenómenos de difusión y cambios de estado físico.

Modelo Estructural Molecular de las Sustancias Puras

1.-       Un cierto tipo de partículas, llamadas moléculas, invisibles.

2.-       Una Sustancia Pura es un conjunto de moléculas idénticas, de igual tamaño, masa, y forma.

Podemos así también inferir una definición de molécula: La menor porción material en que se puede presentar una Sustancia Pura.

3.- Las moléculas tienen la cualidad del movimiento, poseen Energía Cinética y se atraen entre sí mediante fuerzas de atracción intermoleculares que son de naturaleza eléctrica.

4.- En los cambios de tipo físico, que para las sustancias puras ocurren a temperaturas bien definidas, las moléculas permanecen inalteradas y por ello a este tipo de cambios se les denomina comúnmente reversibles.