Copia - QUÍMICA GENERAL 1 ULSA

DEFINICIONES FUNDAMENTALES

Química Inorgánica

Átomos: estructura

• Es necesario iniciar el estudio de esta disciplina definiendo los sistemas más simples que son de su interés (y el nuestro): los átomos.
• Los átomos pueden entenderse como partículas de composición definida, de naturaleza diversa y son la unidad mínima de la materia que define a los llamados elementos químicos.
• Por composición definida se entiende que cada uno de estos átomos posee un contenido específico de partículas subatómicas.
• A cada uno de esos elementos químicos se le asigna un símbolo, el cual consta de una o dos letras. Dicho símbolo es el mismo tanto para el átomo como para la sustancia en sí.

Átomos: estructura

• Desde la perspectiva actual de interés de la Química, es posible distinguir dos regiones en el átomo: el núcleo y la nube electrónica.

Átomos: estructura

• En el núcleo, ubicado en la parte central del átomo, se encuentran dos de las partículas subatómicas de interés: los protones y neutrones, que en conjunto se llaman nucleones, y circundando a éste, inmersos en la nube electrónica se encuentran la tercera partícula subatómica, los electrones.

Átomos: número atómico

• El número de protones en el núcleo define a un elemento químico y su nombre; así, todo átomo con un protón en su núcleo es un átomo de hidrógeno (1H).
• A este número se le llama número atómico y se le representa con una Z.. Aparece en la casilla de cada elemento en la Tabla Periódica y, como cuantifica partículas, necesariamente es un número entero.
• El número atómico es uno de los criterios con base a los cuales se disponen los elementos en la Tabla Periódica.

Átomos: número atómico

• Un átomo con 6 protones en su núcleo se define como un átomo de carbono (6C).
• Un átomo con 7 protones en su núcleo se define como un átomo de nitrógeno (7N).
• Un átomo con 8 protones en su núcleo se define como un átomo de oxígeno (8O).
• Un átomo con 15 protones en su núcleo se define como un átomo de fósforo (15P).
• Un átomo con 16 protones en su núcleo se define como un átomo de azufre (16S).

Átomos: isótopos

• Dado que los átomos son eléctricamente neutros, necesariamente el número de protones y electrones coincide. Sin embargo, el contenido de neutrones sí puede variar, y ello da origen a la aparición de isótopos.
• Los isótopos son átomos del mismo elemento que poseen un diferente contenido de neutrones en su núcleo. Como poseen contenido protónico idéntico, el nombre del elemento es el mismo, pero se les distingue por su número de masa A.
• Por ejemplo, en el caso del átomo de hidrógeno, sus tres principales isótopos son el hidrógeno-1 (1H, A = 1), sin neutrones en su núcleo; el hidrógeno-2 (2H, A = 2) con uno; y el hidrógeno-3 (3H, A = 3) con dos.

protónneutrónelectrón

hidrógeno-3

hidrógeno-2

hidrógeno-1

Átomos: isótopos

• Así pues, el número de masa A es igual a la suma de protones y neutrones presentes en un núcleo (o número de nucleones), por lo que también es un número entero. Este número acompaña al símbolo del elemento químico como un supraíndice cuando se requiere citar explícitamente a un isotopo.

Átomos: isótopos

• La gran mayoría de los elementos químicos poseen diversos isótopos naturales, esto es, su composición es multiisotópica. De los de mayor importancia en Bioquímica (esto es, en los sistemas vivos) pueden citarse el hidrógeno (hay 1H y 2H en la naturaleza), el carbono (12C y 13C), el nitrógeno (14N y 15N), el oxígeno (16O, 17O y 18O) y el azufre (32S, 33S y 34S).
• El fósforo por su parte sólo posee un único isótopo en la naturaleza (31P), al igual que el flúor (19F) y el yodo (127I). Son elementos de composición monoisotópica.

A ≠ M

Átomos: isótopos

• En contraste con lo que ocurre con el número atómico Z, la notación que identifica al número de mas A de los isótopos sí aparece frecuentemente en la literatura química. Por ejemplo, para identificar al isótopo del fósforo-31 se emplea el formato 31P.
• Las tablas periódicas no traen datos de los isótopos que conforman a un elemento ni de sus números de masa.
• NO DEBES CONFUNDIR EL NÚMERO DE MASA CON LA MASA ATÓMICA.

Átomos: isótopos

Masa atómica

• El otro dato importante que sí aparece en la Tabla Periódica es la masa atómica M, que es el valor en gramos de la masa de 1 mol de átomos de un elemento.
• Por mol entendemos un conjunto de 6.022 x 1023 de esos átomos (o de lo que sea).
• A diferencia del número atómico o del número de masa, la masa atómica no es un número entero (ninguna masa, de lo que sea, necesariamente se ajusta a ello).

Masa atómica

• No obstante, para efecto de simplificar los cálculos, el valor de la masa atómica se redondea. Esto se hace casi siempre en Química Orgánica.

Masa isotópica y cálculo de la masa atómica

• La masa atómica es el promedio ponderal de las masas de los isótopos que componen a un elemento. Es el resultado de la suma de los productos de la masa de cada isótopo no radiactivo (o masa isotópica) por su abundancia.

• Es fundamental en el momento de hacer los cálculos no olvidar que la abundancia se debe expresar como porcentaje y no como “tanto por ciento” (esto es, 1.0000 = 100 %).

Masa isotópica y cálculo de la masa atómica

• El resto de estos elementos son 55Mn, 59Co, 75As, 89Y, 93Nb, 103Rh, 127I, 133Cs, 141Pr, 159Tb, 165Ho, 169Tm y 197Au.

30.9738 g/mol

26.9815 g/mol

22.9898 g/mol

18.9984 g/mol

9.0122 g/mol

Masa atómica

30.9738 g/mol

26.9815 g/mol

22.9898 g/mol

18.9984 g/mol

9.0122 g/mol

Masa isotópica

1 (100 %)

1 (100 %)

1 (100 %)

1 (100 %)

1 (100 %)

Abundancia

31P

27Al

23Na

19F

4Be

Isótopo

Fósforo

Aluminio

Sodio

Flúor

Berilio

Elemento

Átomos de composición monoisotópica

• Finalmente, recuérdese que en el caso de los elementos decomposición monoisotópica, su masa atómica es la misma que la masa isotópica del único isótopo que los conforma.

Y los favoritos de la Naturaleza son...

• Por el contrario, los elementos con más isótopos estables se encuentran en la siguiente tabla.

Masa molar

• Para llevar a cabo cálculos químicos, resulta particularmente útil considerar una medida de pesado para los compuestos químicos. Es así como se establece el peso o masa molar de las sustancias, que equivale a la suma de las masas atómicas de cada átomo que constituye la unidad de composición del compuesto (esto es, equivale a la masa de 6.022 x 1023 de estas unidades de composición).
• Dichas unidades de composición son en el caso de los compuestos covalentes una molécula y para los compuestos iónicos una unidad formular (esto es, la fórmula que define la red cristalina).

Ejemplos de cálculo de masa molar

• CH4 (metano, compuesto molecular)

= masa molar de 6.022 x 1023 moléculas de CH4 = masa atómica del C + 4 x masa atómica del H) = (12 g/mol) + 4 x (1 g/mol) = 16 g/mol.

Ejemplos de cálculo de masa molar

• H2O (agua, compuesto molecular)

= masa molar de 6.022 x 1023 moléculas de H2O = 2 x (masa atómica del H) + masa atómica del O = 2 x (1 g/mol) + 16 g/mol = 18 g/mol.

Ejemplos de cálculo de masa molar

• NH3 (amoniaco, compuesto molecular)

= masa molar de 6.022 x 1023 moléculas de NH3 = masa atómica del N + 3 x masa atómica del H) = 14 g/mol + 3 x (1 g/mol) = 17 g/mol.

Ejemplos de cálculo de masa molar

• C6H12O6 (glucosa, compuesto molecular)

= masa molar de 6.022 x 1023 moléculas de C6H12O6 = 6 x (masa atómica del C) + 12 x (masa atómica del H) + 6 x (masa atómica del O) = 6 x (12 g/mol) + 12 x (1 g/mol) + 6 x (16 g/mol) = 180 g/mol.

Ejemplos de cálculo de masa molar

• C10H16N5O13P3 (ATP, compuesto molecular)

= masa molar de 6.022 x 1023 moléculas de C10H16N5O13P3 = 10 x (masa atómica del C) + 16 x (masa atómica del H) + 5 x (masa atómica del N) + 13 x (masa atómica del O) + 3 x (masa atómica del P) = 10 x (12 g/mol) + 16 x (1 g/mol) + 5 x (14 g/mol) + 13 x (16 g/mol) + 3 x (31 g/mol) = 507 g/mol.

Ejemplos de cálculo de masa molar

• NaCl (cloruro de sodio, compuesto iónico) =

= masa molar de 6.022 x 1023 unidades formulares de NaCl = masa atómica del Na + masa atómica del Cl = 23 g/mol + 35.5 g/mol = 58.5 g/mol.

• CuSO4.5H2O (sulfato de cobre(II) pentahidratado, compuesto iónico)

= masa molar de 6.022 x 1023 unidades formulares de CuSO9H10 = masa atómica del Cu + masa atómica del S + 9 x (masa atómica del O) + 10 x (masa atómica del H) = 63.5 g/mol + 32 g/mol + 9 x (16 g/mol) + 10 x (1 g/mol) = 249.5 g/mol.

Ejemplos de cálculo de masa molar

• Una propiedad periódica importante es la electronegatividad, que es la tendencia de los núcleos atómicos para atraer electrones hacia sí.

Electronegatividad

Electronegatividad

• Se les asocia un número en la escala de Pauling, y así los elementos más electronegativos se ubican a la derecha y hacia arriba de la Tabla Periódica.

Electronegatividad

• El comportamiento no metálico está asociado a una electronegatividad elevada y los metales permiten la circulación electrónica ante la aplicación de un V (E).

Tabla periódica: elementos metálicos

• Los metales se localizan en la parte izquierda.

Tabla periódica: elementos metálicos

• Los elementos metálicos se caracterizan por poseer densidades altas, brillo, ser en general buenos conductores de la electricidad y del calor, ser maleables y dúcties. Salvo el galio, el mercurio y los metales alcalinos, los metales poseen por lo general puntos de fusión de razonablemente elevados a muy altos.

Hierro Cobre Oro

Enlace metálico

• Los metales se encuentran estructuralmente organizados por medio del enlace metálico, que postula que los átomos de un metal en realidad se encuentran constituidos como los correspondientes cationes inmersos en un mar de electrones, los cuales no le pertenecen a ningún núcleo metálico en particular.

Tabla periódica: no metales

• Los no metales se localizan a la derecha.

Tabla periódica: no metales

• Los elementos no metálicos por el contrario, pueden ser solidos (S), líquidos (Br) o gaseosos (Cl). No poseen puntos de fusión elevados. No son buenos conductores de la electricidad ni del calor.

Azufre Bromo Cloro

Tabla periódica: no metales

• Salvo los gases nobles que existen en forma atómica, los átomos del resto de los elementos se asocian. Así, en el caso de los no metales por ejemplo, la regla es que éstos constituyan como unidad fundamental de composición asociaciones llamadas moléculas. Son ejemplos O2, O3, N2, P4, F2, Cl2, S8, etc.

Tabla periódica: metaloides

• En la zona de transición de ambos grupos se encuentran los metaloides.

Tabla periódica: metaloides

• Los metaloides poseen propiedades físicas y químicas intermedias entre los metales verdaderos y los no metales.

Boro Silicio Antimonio

Propiedades periódicas

• Las propiedades periódicas son características que presentan los elementos químicos a las cuales se les asocia un valor, mismos que exhiben regularidad con respecto. ala posición que guardan en la tabla periódica.

Propiedades periódicas

• La energía de ionización es la energía requerida para remover un electrón de una mol de átomos o iones gaseosos. El proceso que se mide es A -> A+ + 1e-. Tiende a ser mayor conforme el átomo se vuelve más electronegativo.

Propiedades periódicas

• La afinidad electrónica es la energía requerida para remover un electron de un ion cargado negativamente. El proceso es X- -> X + e-).

Propiedades periódicas

• El radio atómico define el tamaño de un átomo considerándolo una esfera con su núcleo ubicado en el centro y que corresponde con las dimensiones de la nube electrónica con un contorno cuyo volumen contiene un 90% de probabilidad de encontrar allí a los electrones.

Propiedades periódicas

• Los iones se generan cuando un átomo gana electrones (se forma un anión) o los pierden (se forman un catión). Los radios iónicos dependen del proceso: si se cargan negativamente incrementan su tamaño con respecto al radio atómico (caso del F), porque aumentan las repulsiones elecrónicas; lo contario se observa en la formación de catones (vease por ejemplo al Li).

Enlace iónico

• Los compuestos iónicos, formados cuando se combinan metales con no metales (de gran diferencia de electronegatiovidades) no forman moléculas, sino redes (lattice). En una red los iones se rodean de cuantos contraiones (los iones de carga contraria) puedan, constituyendo una estructura continua. A estas interacciones entre iones de carga contraria se les define como enlace iónico, que equivale a considerar que el átomo electronegativo sustrae electrones al menos electronegativo para formar estas especies eléctricamente cargadas. que terminan atrayéndose.

Enlace iónico

• En la imagen se muestra la estructura del cloruro de sodio (NaCl). Cada esfera verde representa a los aniones cloruro (Cl-) y las moradas los cationes sodio (Na+). Como se puede ver, no hay formación de moléculas: sólo una red continua tridimensional.

Enlace ionico

• Los sólidos iónicos pueden visualizarse como un conglomerado regular tridimensionalmente constituido a partir de la una unión de esferas de carga eléctrica contraria. No tiene límite en su conformación.

Enlace iónico

• Como consecuencia de lo anterior, la fórmula química de un compuesto iónico corresponde con la proporción en la que se encuentran presentes en la red cristalina los iones de los diferentes átomos.

Enlace iónico

• La perspectiva de una unión puramente iónica no es del todo cierta: aunque estos sólidos (un compuesto iónico por fuerza es sólido) están constituidos por especies esencialmente cargadas, hay cierto carácter covalente en el enlace.

Enlace iónico

• El número de coordinación (enlaces que sostiene en la estructura un ion con sus contraiones) de cada ione es de 6. Esto se debe a que ambos iones no difieren mucho. en tamaño. Cuando este es el caso, los neumeros de coordinacion se abaten, como ocurre en el sulfuro de zinc (Zn2+, muy pequeño en comparacion al anión S2-.

• Los compuestos que se forman entre elementos no metálicos establecen enlaces en los que al establecer un enlace los electrones tienden a compartirse de manera aproximadamente simétrica (dada su cercanía en electronegatividad). Abajo se representa a estos átomos con sus electrones de capa de valencia, que son aquéllos con los cuales pueden unirse a otros átomos

Electrones de valencia

• Estos átomos pueden unirse entre ellos desarrollando un enlace covalente: en éste, cada uno de los átomos involucrados comparte un electrón de su capa de valencia para unirse. Por ejemplo, para formar la molécula de ácido clorhídrico, HCl, la unión entre los átomos por medio de un enlace covalente puede entenderse como sigue (el Cl posee siete electrones en su capa de valencia).

Enlace covalente

Enlace covalente

• La representación así constituida se define como la estructura de Lewis del ácido clorhídrico. En una estructura de Lewis los enlaces se representan como líneas, cada una de las cuales da cuenta de la existencia de dos electrones.

Enlace covalente

• Una molécula se encuentra normalmente constituida por átomos no metálicos; en este caso, la diferencia de electronegatividades dará origen a que los electrones en el enlace tiendan a aproximarse más al átomo del elemento más electronegativo, lo que da origen a un enlace covalente polar. Aquí, los electrones del enlace H-Cl estarían más cerca de –o polarizados hacia– el Cl.

Enlace covalente

• Un tipo especial de enlace covalente se genera cuando uno de los átomos es quien dona el par de electrones y otro lo acepta para establecer el enlace. En este caso hablamos de un enlace covalente coordinado. Por ejemplo, el átomo de N del amoniaco, NH3, es capaz de unirse al B del trifluoruro de boro, BF3, para formar un compuesto estable: un aducto. Decimos que el nitrógeno está coordinando al boro, o que el amoniaco coordina al trifluoruro de boro.

Enlace covalente

• En Química Orgánica este tipo de reacciones son muy comunes, e incluso se han diseñado nombres especiales para estas especies formadoras de enlaces covalentes coordinados: a los donadores de pares de electrones se les llama bases de Lewis o nucleófilos, mientras que a los aceptores se les denomina ácidos de Lewis o eletrófilos.

Enlace covalente

• En Química Orgánica este tipo de reacciones son muy comunes, e incluso se han diseñado nombres especiales para estas especies formadoras de enlaces covalentes coordinados: a los donadores de pares de electrones se les llama bases de Lewis o nucleófilos, mientras que a los aceptores se les denomina ácidos de Lewis o eletrófilos.