Transcripción alternativa:

la existencia de partículas subatómicas cargadas y sentó las bases para futuros modelos atómicos más precisos y completos. Modelo atómico de Rutherford (1911) El modelo atómico de Rutherford, propuesto por Ernest Rutherford en 1911, fue una revisión importante del modelo de Thomson. Este modelo se basó en el famoso experimento de la lámina de oro, realizado por Rutherford y sus colaboradores. Según el modelo de Rutherford, el átomo está compuesto por un núcleo pequeño y denso en su centro, que contiene la mayor parte de la masa del átomo y lleva una carga positiva. El núcleo está rodeado por electrones que giran alrededor en órbitas circulares, similar a los planetas que orbitan alrededor del sol. En el experimento de la lámina de oro, Rutherford bombardeó partículas alfa (núcleos de helio) contra una lámina delgada de oro. La mayoría de las partículas alfa pasaron a través de la lámina sin desviarse, lo que indicaba que el átomo era principalmente espacio vacío. Sin embargo, algunas partículas alfa experimentaron desviaciones significativas o incluso retrocesos, lo que implicaba la presencia de una región pequeña y densa en el átomo, el núcleo, donde las cargas positivas estaban concentradas. El modelo de Rutherford explicaba la existencia de partículas alfa desviadas por la repulsión electrostática entre las cargas positivas en el núcleo y las partículas alfa cargadas positivamente. Sin embargo, este modelo tenía dificultades para explicar la estabilidad del átomo, ya que según las leyes de la física clásica, los electrones en órbita deberían perder energía y caer en espiral hacia el núcleo. Posteriormente, el modelo de Rutherford fue refinado con la incorporación de la teoría cuántica, dando lugar al modelo atómico de Bohr y posteriormente al modelo cuántico actual, que describe el comportamiento de los electrones en términos de orbitales niveles de energía. Aunque el modelo de Rutherford tuvo limitaciones, fue un avance fundamental en la comprensión de la estructura interna del átomo y sentó las bases para desarrollos posteriores en la física nuclear y la teoría cuántica. Antecedentes del modelo atómico de Bohr Hipótesis de Planck La hipótesis de Planck, propuesta por Max Planck en 1900, establece que la energía radiante (como la luz) es emitida y absorbida en cantidades discretas llamadas "cuantos". Esta hipótesis fue una respuesta a la discrepancia observada entre las predicciones de la física clásica y los resultados experimentales sobre la radiación del cuerpo negro. Según la física clásica, se esperaba que la energía radiante fuera emitida y absorbida de manera continua, sin embargo, los experimentos mostraban que la energía se emitía y absorbía en paquetes discretos de energía. Para explicar este fenómeno, Planck propuso que la energía radiante se cuantizaba en múltiplos de una cantidad mínima, que luego se denominó "cuanto de energía" o "cuanto de Planck" y se simboliza como h. La expresión matemática que describe la relación entre la energía (E) de un cuanto de luz y su frecuencia (v) es la siguiente: E = hv Donde h es la constante de Planck. La hipótesis de Planck sentó las bases para el desarrollo de la teoría cuántica y tuvo un impacto significativo en nuestra comprensión de la naturaleza de la radiación y la estructura de la materia. A partir de esta hipótesis, Albert Einstein propuso en 1905 el concepto del efecto fotoeléctrico, por el cual la luz puede comportarse como partículas individuales de energía (fotones), lo que también contribuyó al desarrollo de la teoría cuántica. Explicación de Einstein del efecto fotoeléctrico El efecto fotoeléctrico es un fenómeno físico en el que los electrones son liberados de un material cuando es expuesto a la luz. Albert Einstein proporcionó una explicación teórica para este fenómeno en 1905, por la cual recibió el Premio Nobel de Física en 1921. La teoría de Einstein sobre el efecto fotoeléctrico se basa en la noción de que la luz está compuesta por partículas discretas llamadas "fotones". Según su teoría, cuando un fotón interactúa con un electrón en un material, puede transferir su energía al electrón. Si la energía del fotón es suficiente para superar la energía de enlace del electrón en el material, el electrón será liberado y se generará una corriente eléctrica. Einstein propuso que la energía de un fotón está relacionada con su frecuencia mediante la ecuación E = hf, donde E es la energía del fotón, h es la constante de Planck y f es la frecuencia de la luz. Según esta relación, los fotones de mayor frecuencia tienen mayor energía. El trabajo que debe realizarse para liberar un electrón de un material se llama "función de trabajo" y se denota por . Einstein demostró que la energía cinética máxima del electrón liberado, llamada "energía cinética máxima" (KE), está determinada por la diferencia entre la energía del fotón incidente (E) y la función de trabajo (p). Matemáticamente, esto se expresa como KE = E - Ф. Además, Einstein explicó que la intensidad de la luz incidente no afecta la energía cinética máxima de los electrones, sino solo la cantidad de electrones liberados por unidad de tiempo. Esto se debe a que la intensidad de la luz está relacionada con el número de fotones incidentes por unidad de tiempo, pero la energía de cada fotón individual no depende de la intensidad. La teoría de Einstein sobre el efecto fotoeléctrico fue revolucionaria en su tiempo y proporcionó una explicación cuantitativa precisa de los resultados experimentales observados. También sentó las bases para el desarrollo posterior de la mecánica cuántica, al introducir el concepto de la naturaleza cuántica de la luz y la energía de los fotones. Estudio de los espectros atómicos El estudio de los espectros atómicos es una rama importante de la física que se centra en el análisis de la radiación electromagnética emitida o absorbida por los átomos. Los espectros atómicos son patrones de líneas o bandas de diferentes colores o longitudes de onda que se obtienen al descomponer la luz emitida por una fuente de átomos en sus componentes individuales. Los espectros atómicos proporcionan información valiosa sobre la estructura electrónica y las propiedades de los átomos. A continuación, se presentan los principales tipos de espectros atómicos y cómo se utilizan para estudiar los átomos: 1. Espectro de emisión: Cuando los átomos son excitados, por ejemplo, al calentar una muestra o aplicar una descarga eléctrica a través de un gas, los electrones en los átomos saltan a niveles de energía superiores. Cuando estos electrones regresan a niveles de energía más bajos, emiten energía en forma de fotones de luz. El espectro de emisión es una serie de líneas brillantes y coloridas que representan las diferentes transiciones electrónicas. Cada elemento tiene un patrón de líneas único, lo que permite la identificación de elementos y el análisis de su estructura. 2. Espectro de absorción: Cuando una muestra de gas o una sustancia se ilumina con luz blanca, los átomos pueden absorber fotones de ciertas longitudes de onda correspondientes a las diferencias de energía entre los niveles electrónicos. El espectro de absorción se obtiene al pasar la luz blanca a través de la muestra y observar las líneas oscuras o bandas de absorción, que indican qué longitudes de onda han sido absorbidas por los átomos presentes. Esto también se utiliza para identificar elementos y estudiar sus propiedades. 3. Espectro de emisión de línea continua: Al calentar un sólido o un gas a alta temperatura, se obtiene un espectro continuo de luz en lugar de líneas individuales. Esto se debe a que los electrones en los átomos están excitados a tantos niveles energéticos diferentes que la emisión se superpone y produce un espectro continuo. Este tipo de espectro puede ser utilizado para determinar la temperatura de una fuente de luz o para estudiar propiedades como la composición y la densidad de un material. 4. Espectro de emisión de banda: Algunos compuestos o moléculas presentan espectros de emisión que contienen bandas de líneas en lugar de líneas individuales. Estas bandas se deben a las transiciones electrónicas de grupos de átomos dentro de la molécula y pueden proporcionar información sobre las propiedades moleculares y la estructura. El estudio detallado de los espectros atómicos ha llevado al desarrollo de modelos teóricos como el modelo de Bohr, la mecánica cuántica y la teoría del orbital molecular, que explican la estructura y el comportamiento de los átomos y las moléculas. Los espectros atómicos son una herramienta fundamental en la identificación de elementos, el análisis de muestras y la comprensión de la física y la química de los átomos. Modelo atómico de Bohr (1913) El electrón gira alrededor del núcleo en distintas órbitas circulares permitidas, llamadas estacionarias, sin emitir energía radiante. Solo están permitidas, aquellas órbitas cuyos radios son proporcionales a los cuadrados de los números enteros, donde el electrón pueda girar sin emitir energía. La energía liberada al saltar un electrón de una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón o cuanto de luz, cuya frecuencia viene determinada por la ecuación de Planck: E₂-E₁=h•v El modelo de Bohr no explicaba los espectros de átomos polielectrónicos (diferentes al átomo H). El desdoblamiento de algunas líneas espectrales (efecto Zeeman). Modelo atómico de Bohr-Sommerfield Modificación del modelo de Bohr El modelo atómico propuesto por Niels Bohr y Arnold Sommerfeld, también conocido como el modelo de Bohr-Sommerfeld, fue una versión mejorada del modelo atómico de Bohr original. Este modelo se desarrolló a principios del siglo XX para explicar el comportamiento de los electrones en un átomo y proporcionar una descripción más precisa de la estructura de los niveles de energía. El modelo de Bohr-Sommerfeld incorporó el concepto de los niveles de energía discretos en los que los electrones pueden existir dentro de un átomo. Según este modelo, los electrones se mueven en órbitas circulares alrededor del núcleo del átomo en ciertos niveles de energía específicos. Estos niveles de energía se denominan niveles cuantizados y se representan mediante números cuánticos. El modelo también introdujo la idea de que los electrones pueden ocupar subniveles dentro de cada nivel de energía principal. Estos subniveles se describen utilizando los números cuánticos azimutal y magnético, que determinan la forma y la orientación espacial de las órbitas electrónicas. Una de las principales mejoras del modelo de Bohr-Sommerfeld con respecto al modelo original de Bohr fue la inclusión del número cuántico azimutal. Esto permitió explicar la estructura de las líneas espectrales observadas en los espectros atómicos, que el modelo de Bohr no podía explicar completamente. Sin embargo, a pesar de sus mejoras, el modelo de Bohr-Sommerfeld aún tenía limitaciones importantes. No pudo explicar completamente las propiedades magnéticas de los átomos y no tenía en cuenta los efectos de la mecánica cuántica, que es una teoría más completa y precisa para describir el comportamiento de los electrones en los átomos. En resumen, el modelo atómico de Bohr-Sommerfeld fue una mejora del modelo de Bohr original que incorporó los números cuánticos azimutal y magnético para describir mejor los niveles de energía y las órbitas electrónicas en un átomo. Aunque fue un avance significativo en su época, fue reemplazado posteriormente por la mecánica cuántica como la teoría dominante para describir los átomos y sus electrones. Modelo mecano-cuántico del átomo Basado en ~ Hipótesis de Broglie La hipótesis de Louis de Broglie, también conocida como la hipótesis de ondas de materia, fue una propuesta fundamental en la física cuántica. De Broglie sugirió que si la luz puede tener propiedades tanto de partícula como de onda, entonces las partículas también podrían exhibir comportamientos ondulatorios. En 1924, De Broglie propuso que todas las partículas, como electrones, protones y átomos, tienen una naturaleza dual y pueden exhibir características tanto de partículas como de ondas. Según su hipótesis, a cada partícula se le puede asociar una onda que está relacionada con su cantidad de movimiento (momentum). La longitud de onda de esta "onda de materia" está relacionada inversamente con el momento lineal de la partícula. La ecuación que describe esta relación se conoce como la relación de De Broglie: λ = h/p Donde λ es la longitud de onda, h es la constante de Planck y p es el momento lineal de la partícula. La hipótesis de De Broglie fue confirmada experimentalmente poco después por experimentos de difracción de electrones y otros fenómenos similares. Estos experimentos demostraron que las partículas, como los electrones, pueden exhibir comportamientos de onda, lo que respalda la idea de la dualidad partícula-onda en la naturaleza. La hipótesis de ondas de materia de De Broglie fue un avance significativo en la comprensión de la física cuántica y sentó las bases para el desarrollo de la mecánica cuántica, que describe el comportamiento de las partículas subatómicas en términos de funciones de onda y probabilidad. Principio de incertidumbre de Heisenberg El principio de incertidumbre de Heisenberg, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, es uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica. Este principio establece que existe una limitación intrínseca para conocer simultáneamente con precisión ciertas pares de variables físicas complementarias, como la posición y el momento lineal de una partícula. El principio de incertidumbre se expresa matemáticamente a través de la desigualdad de Heisenberg: Δx * Δρ > h/4π Donde Ax es la incertidumbre en la medida de la posición de una partícula, Ap es la incertidumbre en la medida de su momento lineal y h es la constante de Planck dividida por 2π. Esta desigualdad implica que cuanto más precisa sea la medida de la posición de una partícula, mayor será la incertidumbre en la medida de su momento lineal, y viceversa. En otras palabras, no se puede conocer con precisión absoluta tanto la posición como el momento lineal de una partícula al mismo tiempo. El principio de incertidumbre no se debe a limitaciones tecnológicas o instrumentales, sino que es inherente a la naturaleza misma de las partículas subatómicas. Se basa en la dualidad partícula- onda de la mecánica cuántica, según la cual las partículas pueden comportarse tanto como partículas localizadas en una posición específica como ondas extendidas con distribuciones de probabilidad. El principio de incertidumbre tiene implicaciones profundas en la interpretación y comprensión de la mecánica cuántica. Indica que la naturaleza subatómica es fundamentalmente probabilística y que existen límites inherentes en nuestra capacidad para conocer y medir ciertas propiedades de las partículas. Este principio juega un papel crucial en la descripción del comportamiento cuántico y ha tenido un impacto significativo en diversas áreas de la física y la tecnología, como la electrónica cuántica y la teoría de la información cuántica. Ecuación de ondas de Shrödinger La ecuación de ondas de Schrödinger es una ecuación fundamental en la mecánica cuántica que describe la evolución temporal de la función de onda de una partícula. Fue propuesta por el físico austriaco Erwin Schrödinger en 1926 como una formulación matemática de la teoría cuántica. La ecuación de ondas de Schrödinger se puede escribir de la siguiente manera: ih ay/at = -ħ^2/2m V^2y + Vý Donde: - i es la unidad imaginaria (√-1) - ħ es la constante reducida de Planck (h/2π) - a/at es la derivada parcial de la función de onda respecto al tiempo t V^24 es el operador laplaciano aplicado a la función de onda , que representa el laplaciano del campo de la función de onda en el espacio tridimensional m es la masa de la partícula - V es el potencial en el que se encuentra la partícula y Esta ecuación describe cómo la función de onda de una partícula cambia en el tiempo y en el espacio bajo la influencia del potencial V. La parte izquierda de la ecuación representa la evolución temporal de la función de onda, mientras que la parte derecha describe su comportamiento espacial y su interacción con el potencial. La solución de la ecuación de ondas de Schrödinger proporciona la función de onda , que contiene información sobre las propiedades cuánticas de la partícula, como su distribución de probabilidad en el espacio y su energía. Mediante operaciones matemáticas adecuadas, se pueden obtener resultados cuantitativos, como los niveles de energía permitidos y las probabilidades de diferentes resultados de medidas. La ecuación de ondas de Schrödinger es uno de los pilares fundamentales de la mecánica cuántica y ha demostrado ser una herramienta poderosa para describir y comprender el comportamiento de las partículas a escala subatómica. ~ Conceptos y características del modelo Orbitales atómicos Los orbitales atómicos son regiones tridimensionales alrededor del núcleo de un átomo donde es más probable encontrar electrones. Estos orbitales describen la distribución espacial de los electrones en un átomo y están relacionados con los niveles de energía y las configuraciones electrónicas de los átomos. Los orbitales atómicos se agrupan en niveles de energía o capas, que se denotan por los números cuánticos principales (n = 1, 2, 3, ...) y pueden tener diferentes subniveles o subcapas, que se denotan por las letras s, p, d, f, etc. Cada orbital puede contener un máximo de dos electrones, que deben tener espines opuestos según el principio de exclusión de Pauli. La distribución de los electrones en los orbitales atómicos sigue las reglas de llenado de electrones, como el principio de Aufbau, que establece que los electrones llenan los orbitales de menor energía primero, y la regla de Hund, que establece que los electrones tienden a ocupar orbitales diferentes con el mismo espín antes de emparejarse en un orbital. Es importante tener en cuenta que la descripción de los orbitales atómicos se basa en el modelo de mecánica cuántica y puede resultar en una comprensión más profunda de la estructura electrónica de los átomos. Números cuánticos Existen diferentes 4 tipos de números cuánticos, cada uno toma un valor y nos indica una función diferente. Número cuántico principal (N): Representa su nivel energético (capa), puede tomar tantos valores como capas haya. N= 1,2,3... Número cuántico secundario (I): Representa el tipo y la forma del orbital, depende del orbital que sea puede tomar un número u otro: S=0 P= 1 D= 2 F= 3 Número cuántico magnético (ml): Representa la orientación del orbital con respecto al núcleo. Puede tomar valores desde -I hasta I. Número cuántico de espín (ms): Representa el sentido de giro sobre sí mismo, puede tomar dos valores +1/2 y -1/2. Números cuánticos: Describen las características de un electrón dentro de un átomo (usualmente de la capa de Valencia). Si tenemos los 4 números, podremos saber: - La capa o nivel energético en el que se sitúa (N) La forma del orbital que descrube (1) La orientación del orbital que describe (ml) El sentido de giro sobre sí mismo (ms) Un orbital es la región de espacio alrededor del núcleo en la que es máxima la probabilidad de encontrar un electrón. Tipo de orbital = forma de la órbita Configuración electrónica: Es la distribución de los elementos entre diferentes orbitales de un átomo. Estos ocupan las órbitas de tal manera que se minimice la energía. (Configuración fundamental). Diagrama de Möeller: Se utiliza para el proceso de rellenado de electrones. 1s² 2s² 2p6 3s² 4s² 5s² 6s² 6p6 6d10 7s² 7p6 3p6 3d10 4p6 4d10 4f14 5p6 5d10 5f14 Estado excitado: Es cualquier ordenación de electrones que no sigue el llenado de electrones con secuencia energética de mínima energía, es decir, cualquier configuración que no siga el diagrama de Möeller. Anomalías en la configuración electrónica La configuración electrónica de los elementos de transición (cuyo electrón diferenciador ocupa un orbital d) y de los de transición interna (su electrón diferenciador ocupa un orbital f), no es tan regular como en los elementos representativos y son frecuentes las excepciones a las reglas de construcción de la configuración electrónica. Esto se debe a que los orbitales llenos y semiocupados confieren una estabilidad adicional. Suele observarse cuando los últimos electrones de la configuración electrónica ocupan orbitales de los subniveles (n-1)d y ns, o bien, (n-2)d y ns, ya que la diferencia de energía entre ellos es pequeña. [El electrón diferenciador es el último electrón que se coloca en la secuencia de la configuración electrónica de un elemento. Es el elemento que lo diferencia del átomo anterior a él en la tabla periódica.] • Forma y tamaño de los orbitales Los orbitales s son esféricos y se encuentran en todos los niveles de energía. Cada nivel de energía puede tener un máximo de un orbital s. Los orbitales p son de forma de "dumbbell" o de doble lóbulo y se encuentran a partir del nivel de energía 2. Cada nivel de energía a partir del segundo puede tener un máximo de tres orbitales p (px, py, pz). Los orbitales d tienen formas más complejas y se encuentran a partir del nivel de energía 3. Cada nivel de energía a partir del tercero puede tener un máximo de cinco orbitales d. Los orbitales f son aún más complejos y se encuentran a partir del nivel de energía 4. Cada nivel de energía a partir del cuarto puede tener un máximo de siete orbitales f. Energía de los orbitales atómicos La energía de los orbitales atómicos aumenta a medida que se mueven hacia niveles de energía más altos. En general, los orbitales más cercanos al núcleo del átomo tienen energías más bajas que los orbitales más alejados. Dentro de un nivel de energía dado, los orbitales tienen la misma energía. Por ejemplo, en el nivel de energía 2, los orbitales 2s y 2p tienen la misma energía. Sin embargo, a medida que se asciende a niveles de energía superiores, la energía de los orbitales aumenta. La secuencia general de energías de los orbitales, en orden ascendente, es la siguiente: 1s 2s 2p < 3s = 3p < 4s = 3d < 4p < 5s = 4d < 5p < 6s = 4f < 5d < 6p < 7s = 5f < 6d < 7p = importante tener en cuenta que las energías exactas de los orbitales pueden variar ligeramente debido a la influencia de factores como la carga nuclear efectiva y las repulsiones electrón- electrón. Además, en átomos con varios electrones, los electrones de un átomo interactúan entre sí, lo que puede resultar en modificaciones adicionales en las energías de los orbitales. sistema periódico Obtención de la configuración electrónica fundamental de un átomo: Principio de Aufbau o de la construcción progresiva (principio de mínima energía) El principio de Aufbau, también conocido como principio de la construcción progresiva o principio de mínima energía, es un principio fundamental en la química cuántica que describe cómo los electrones se distribuyen en los diferentes niveles de energía alrededor del núcleo de un átomo. Según el principio de Aufbau, los electrones se llenan en los orbitales de menor energía primero antes de ocupar los orbitales de mayor energía. Esto significa que los electrones tienden a ocupar los orbitales más cercanos al núcleo antes de llenar los orbitales más alejados. El principio de Aufbau también establece que cada orbital puede contener un máximo de dos electrones con espines opuestos. Esto se conoce como el principio de exclusión de Pauli. Además, el orden en que se llenan los orbitales sigue un patrón específico basado en el número cuántico principal (n) y el número cuántico de momento angular (I). Este orden es conocido como la secuencia de llenado de electrones. La secuencia de llenado de electrones, basada en el principio de Aufbau, sigue el siguiente orden: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, ... Cabe destacar que algunos orbitales pueden llenarse de manera excepcional para lograr mayor estabilidad, como el caso del llenado del orbital 4s antes que el 3d en la configuración electrónica del cromo y el cobre. En resumen, el principio de Aufbau establece que los electrones se distribuyen en los orbitales atómicos de manera que se minimice la energía total del sistema, llenando primero los orbitales de menor energía y siguiendo una secuencia de llenado específica. Este principio es fundamental para comprender la estructura electrónica de los átomos y la formación de los enlaces químicos. Principio de exclusión de Pauli El principio de exclusión de Pauli, también conocido como el principio de exclusión de Fermi- Dirac, es uno de los principios fundamentales de la física cuántica. Fue formulado por el físico austriaco Wolfgang Pauli en 1925 y establece que dos fermiones idénticos (partículas con espín semientero, como electrones, protones y neutrones) no pueden ocupar el mismo estado cuántico al mismo tiempo. En otras palabras, si tienes dos partículas idénticas en un sistema cuántico, su función de onda conjunta debe ser antisimétrica con respecto al intercambio de las partículas. Esto significa que si intercambias las coordenadas de dos fermiones idénticos, la función de onda total cambiará de signo. Como resultado, dos fermiones no pueden ocupar el mismo estado cuántico exacto simultáneamente, lo que da lugar a la denominada "exclusión de Pauli". Este principio tiene importantes implicaciones en la estructura electrónica de los átomos. Por ejemplo, en un átomo, los electrones deben llenar los niveles de energía en orden ascendente, uno por uno, y cada nivel puede contener un máximo de dos electrones con espines opuestos (uno hacia arriba y otro hacia abajo). Esto explica por qué los electrones en un átomo ocupan diferentes órbitas y niveles de energía. El principio de exclusión de Pauli es crucial para entender la estabilidad y las propiedades de la materia, ya que establece una barrera fundamental para la ocupación de estados cuánticos por parte de partículas idénticas. Además, ha sido verificado experimentalmente en numerosas ocasiones y es un pilar de la teoría cuántica de campos y la teoría de la estructura de la materia. Principio de máxima multiplicidad de Hund El principio de máxima multiplicidad de Hund, también conocido como regla de Hund, es una regla utilizada en la física cuántica para determinar la distribución de electrones en los orbitales atómicos de un átomo en su estado fundamental o en estados excitados. Este principio establece que cuando se llenan los orbitales de igual energía (orbitales degenerados), los electrones tienden a ocupar diferentes orbitales antes de emparejarse en el mismo orbital. Es decir, los electrones buscan maximizar su espín total y, por lo tanto, su multiplicidad de espín. La multiplicidad de espín se refiere al número de posibles configuraciones de espín que pueden tener los electrones en un conjunto de orbitales. Un espín tiene dos posibles valores: hacia arriba (+1/2) o hacia abajo (-1/2). Si los electrones se emparejan en el mismo orbital, la multiplicidad de espín es baja (1), pero si se distribuyen en diferentes orbitales, la multiplicidad de espín es alta y puede ser mayor que 1. = Por ejemplo, considera el caso del átomo de carbono (Z 6) en su estado fundamental. El carbono tiene 6 electrones, y su configuración electrónica es 1s² 2s² 2p². Aquí, los dos electrones en el orbital 2p no se emparejan, sino que se distribuyen en dos orbitales 2p diferentes, uno con espín hacia arriba y otro con espín hacia abajo. Esto maximiza la multiplicidad de espín (máxima cantidad de espines diferentes) y da lugar a una mayor estabilidad del sistema. La regla de Hund es especialmente relevante en la química de los elementos de transición y en la determinación de la configuración electrónica de átomos y iones en su estado fundamental. También se utiliza en la descripción de la geometría y la magnetismo de las moléculas. Tabla periódica actual: Criterio de ordenación El criterio de ordenación de la tabla periódica actual se basa principalmente en la estructura electrónica de los átomos. Los elementos se ordenan en filas horizontales llamadas periodos y en columnas verticales llamadas grupos o familias. El criterio de ordenación se basa en el principio de llenado de orbitales y el principio de construcción de la tabla periódica propuesto por el químico ruso Dmitri Mendeléyev. Según estos principios, los elementos se organizan en función del número atómico creciente, es decir, la cantidad de protones en el núcleo de un átomo. En general, la tabla periódica se divide en bloques: s, p, d y f. - El bloque s comprende los elementos que llenan sus electrones en los orbitales s (grupos 1 y 2, más helio en el grupo 18). - El bloque p incluye los elementos que llenan sus electrones en los orbitales p (grupos 13 a 18). - El bloque d contiene los elementos que llenan sus electrones en los orbitales d (grupos 3 a 12). - El bloque f abarca los elementos que llenan sus electrones en los orbitales f (series de lantánidos y actínidos). La estructura de los periodos se basa en el llenado secuencial de los orbitales electrónicos. Cada período comienza con el llenado de un nuevo nivel de energía principal (nivel n), que corresponde a la capa electrónica más externa. A medida que se llena una capa, se inicia un nuevo periodo. Los grupos o familias están determinados por la configuración electrónica de la capa de valencia, que es la capa más externa y determina las propiedades químicas del elemento. Los grupos se numeran del 1 al 18 y presentan similitudes en las propiedades químicas debido a la configuración electrónica similar de la capa de valencia. Además, la tabla periódica también se organiza de forma que los elementos con propiedades químicas y físicas similares se coloquen en la misma columna o grupo. Por ejemplo, los elementos del grupo 1, conocidos como metales alcalinos, tienen una sola capa de valencia y muestran propiedades similares de reactividad. El ordenamiento de la tabla periódica actual se ha establecido a lo largo del tiempo a medida que se han descubierto y caracterizado nuevos elementos, y se ha encontrado que este criterio de ordenamiento basado en la estructura electrónica es consistente con las propiedades y comportamientos químicos observados en los elementos. Grupos, periodos: qué son, características de los elementos de un mismo grupo y de un mismo periodo Los grupos de la tabla periódica son las columnas verticales en las que se organizan los elementos químicos. También se les conoce como familias. En la tabla periódica actual, hay 18 grupos numerados del 1 al 18. Cada grupo comparte ciertas características químicas debido a la configuración electrónica similar en la capa de valencia, que es la capa más externa de electrones de un átomo. La capa de valencia determina las propiedades químicas y la reactividad de los elementos. Es importante destacar que los grupos de la tabla periódica pueden variar ligeramente dependiendo de la versión de la tabla periódica utilizada y la convención adoptada, especialmente para los elementos de transición interna (las series de lantánidos y actínidos). Los periodos en la tabla periódica son las filas horizontales en las que se organizan los elementos químicos. En la tabla periódica actual, hay un total de 7 periodos. Cada periodo corresponde a la sucesión de niveles de energía principal (números cuánticos "n") en los que los electrones están distribuidos alrededor del núcleo de los átomos. Los periodos se numeran del 1 al 7, comenzando con el nivel de energía más cercano al núcleo y avanzando hacia niveles más externos. A medida que se avanza en los periodos de la tabla periódica, se añaden electrones a niveles de energía más altos, lo que indica que los átomos tienen más capas de electrones alrededor del núcleo. Esto se debe a que los elementos se organizan según su número atómico creciente (la cantidad de protones en el núcleo del átomo). Los periodos también reflejan una tendencia en las propiedades y características de los elementos a medida que se avanza de izquierda a derecha en la tabla periódica. Por ejemplo, a lo largo de un periodo, se observa un aumento en el número de electrones de valencia (electrones en la capa de valencia), lo que puede influir en las propiedades químicas y la reactividad de los elementos. Es importante tener en cuenta que los elementos en el mismo periodo no necesariamente tienen propiedades químicas similares, ya que estas propiedades están determinadas en mayor medida por la configuración electrónica en la capa de valencia, que puede variar en elementos del mismo periodo. Sin embargo, los elementos en un mismo grupo o columna vertical suelen mostrar similitudes en sus propiedades químicas debido a la configuración electrónica similar en la capa de valencia. Los elementos de un mismo grupo en la tabla periódica comparten características comunes debido a su configuración electrónica similar en la capa de valencia. Por otro lado, los elementos de un mismo periodo comparten un número similar de niveles de energía alrededor del núcleo atómico. Veamos en detalle las similitudes entre los elementos de un mismo grupo y periodo: Elementos de un mismo grupo: 1. Configuración electrónica de la capa de valencia: Los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones en la capa de valencia, lo que les confiere propiedades químicas similares. La capa de valencia es la capa más externa de electrones y determina la reactividad y las interacciones químicas de un elemento. 2. Similitudes en las propiedades químicas: Los elementos del mismo grupo tienden a exhibir patrones de reactividad similares y formar compuestos químicos con propiedades químicas comparables. Esto se debe a que los electrones de valencia, que son los responsables de la reactividad, tienen configuraciones electrónicas similares. 3. Tendencias en el tamaño atómico: Los elementos de un mismo grupo suelen mostrar un aumento en el tamaño atómico a medida que se desciende en el grupo. Esto se debe a la adición de una capa de electrones más externa con mayor radio atómico, lo que resulta en un aumento en el tamaño del átomo. Elementos de un mismo periodo: 1. Número de niveles de energía: Los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de niveles de energía o capas electrónicas. A medida que se avanza de izquierda a derecha en un periodo, se agrega un electrón a la capa de valencia en cada elemento sucesivo. 2. Similitudes en las propiedades físicas: Los elementos de un mismo periodo tienden a mostrar patrones en las propiedades físicas, como el punto de fusión y ebullición, la densidad y la conductividad eléctrica. Estas similitudes pueden atribuirse a la variación gradual de las fuerzas de enlace y las interacciones entre los electrones y el núcleo a medida que se avanza en el periodo. Es importante destacar que aunque los elementos de un mismo grupo o periodo pueden mostrar similitudes en ciertas propiedades, también pueden haber variaciones y excepciones debido a factores adicionales, como el efecto de la carga nuclear efectiva, la electronegatividad y la influencia de los subniveles de energía en la capa de valencia. Cuáles son los grupos representativos y sus nombres Grupo 1: Metales alcalinos. Incluye elementos como el hidrógeno, el litio, el sodio, el potasio, entre otros. Son altamente reactivos y suelen formar compuestos iónicos con carga +1. Grupo 2: Metales alcalinotérreos. Incluye elementos como el berilio, el magnesio, el calcio, el estroncio, el bario, entre otros. Son también metales reactivos, pero no tanto como los metales alcalinos. Forman compuestos iónicos con carga +2. Grupo 17: Halógenos. Incluye elementos como el flúor, el cloro, el bromo, el yodo, entre otros. Son altamente reactivos y suelen formar compuestos iónicos con carga -1. También pueden formar compuestos covalentes. Grupo 18: Gases nobles. Incluye elementos como el helio, el neón, el argón, el criptón, el xenón y el radón. Son gases inertes, lo que significa que son químicamente poco reactivos debido a su configuración electrónica completa. Otros grupos importantes son el grupo 3-12, también conocido como metales de transición, que incluye elementos como el hierro, el cobre, el zinc, el oro y muchos otros metales comunes en la vida cotidiana. Estos elementos tienen configuraciones electrónicas más complejas y exhiben una amplia gama de propiedades físicas y químicas. Cuáles son los bloques s, p, dy f H Li Be 11 3 Na Mg 4 19 12 37 5 Rb Sr Celeste: grupo s Verde: grupo d 20 22 23 24 25 26 27 28 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni 38 21 88 39 55 56 Cs Ba 57-71 Y 87 Fr Ra 89 - 103 6 7 42 10 44 11 12 110 79 13 B 80 15 с N 13 14 Al Si P 89 90 91 92 93 94 97 Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk 7 15 82 16 40 41 43 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te | Xe 29 30 31 32 33 34 35 36 Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 83 18 72 73 74 75 76 77 78 81 Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 2 9 O F Ne He 10 16 17 18 S Cl Ar 84 85 108 112 107 111 104 105 114 116 106 109 115 117 113 Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og 86 118 61 57 59 64 60 65 69 62 66 68 70 67 71 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 100 101 102 103 Cf Es Fm Md No Lr Amarillo: grupo p Rojo: grupo f A partir de las configuraciones electrónicas averiguar el grupo y el periodo al que pertenecen, el bloque, su capa de valencia y el ión más probable que formarán. Grupo y periodo Para determinar el grupo y el periodo de un elemento a partir de su configuración electrónica, hay ciertos patrones y reglas que se pueden seguir. Aquí hay una guía general: 1. Determinar el periodo: El periodo de un elemento se determina por el número de niveles de energía o capas electrónicas ocupadas por los electrones en su configuración electrónica. El periodo se corresponde con el número del nivel de energía más alto en el que se encuentran los electrones. 2. Determinar el grupo: El grupo de un elemento se determina por el número de electrones en la capa de valencia, que es la capa más externa de electrones. La capa de valencia determina las propiedades químicas y la reactividad del elemento. El grupo se corresponde con el número de electrones de valencia. a. Para los elementos del Grupo 1 al Grupo 2 y los elementos de transición, el número de electrones de valencia es igual al número del grupo. Por ejemplo, el sodio (Na) tiene una configuración electrónica de [Ne] 3s¹, lo que indica que tiene 1 electrón de valencia en el nivel 3s, por lo tanto, pertenece al Grupo 1. b. Para los elementos del Grupo 13 al Grupo 18, el número de electrones de valencia se obtiene al considerar los subniveles s y p. El número de electrones de valencia es igual al número del grupo menos 10. Por ejemplo, el carbono (C) tiene una configuración electrónica de [He] 2s² 2p², lo que indica que tiene 4 electrones de valencia en los niveles 2s y 2p, por lo tanto, pertenece al Grupo 14. Es importante tener en cuenta que esta guía es aplicable a los elementos representativos o principales (Grupos 1, 2 y 13 al 18). Para los elementos de transición interna (series de lantánidos y actínidos), la determinación del grupo y el periodo puede ser más compleja debido a la ocupación de los subniveles f. Recuerda que esta es una aproximación general y existen excepciones y variaciones en la configuración electrónica de algunos elementos. Además, ten en cuenta que hay diferentes sistemas de numeración para los grupos de la tabla periódica dependiendo de la convención utilizada. Bloque Para determinar el bloque al que pertenece un elemento en la tabla periódica a partir de su configuración electrónica, debes considerar los subniveles energéticos que están siendo llenados. Cada bloque en la tabla periódica se caracteriza por el último subnivel ocupado por los electrones. A continuación, te brindo una guía general para determinar el bloque: 1. Bloque s: Los elementos cuyos electrones de valencia se encuentran en los subniveles s pertenecen al bloque s. Estos elementos se encuentran en los grupos 1 y 2, más el helio (grupo 18). Ejemplo: El magnesio (Mg) tiene una configuración electrónica de [Ne] 3s², lo que indica que sus electrones de valencia se encuentran en el subnivel s del tercer nivel de energía, por lo tanto, pertenece al bloque s. 2. Bloque p: Los elementos cuyos electrones de valencia se encuentran en los subniveles p pertenecen al bloque p. Estos elementos se encuentran en los grupos 13 al 18. Ejemplo: El fósforo (P) tiene una configuración electrónica de [Ne] 3s² 3p³, lo que indica que sus electrones de valencia se encuentran en el subnivel p del tercer nivel de energía, por lo tanto, pertenece al bloque p. 3. Bloque d: Los elementos cuyos electrones de valencia se encuentran en los subniveles d pertenecen al bloque d. Estos elementos se encuentran en los grupos 3 al 12, también conocidos como metales de transición. Ejemplo: El cobre (Cu) tiene una configuración electrónica de [Ar] 3d¹º 4s¹, lo que indica que sus electrones de valencia se encuentran en el subnivel d del tercer nivel de energía, por lo tanto, pertenece al bloque d. 4. Bloque f: Los elementos cuyos electrones de valencia se encuentran en los subniveles f pertenecen al bloque f. Estos elementos son las series de lantánidos (lantánidos) y actínidos (actínidos), que se encuentran en los periodos 6 y 7 de la tabla periódica. Ejemplo: El europio (Eu) tiene una configuración electrónica de [Xe] 6s² 4f7, lo que indica que sus electrones de valencia se encuentran en el subnivel f del cuarto nivel de energía, por lo tanto, pertenece al bloque f. Recuerda que esta guía es aplicable a los elementos representativos o principales en la tabla periódica. Para los elementos de transición interna, la determinación del bloque puede ser más compleja debido a la ocupación de los subniveles d y f. Además, ten en cuenta que las configuraciones electrónicas de los elementos pueden variar ligeramente según la situación de llenado de los orbitales. Capa de Valencia Para determinar la capa de valencia a la que pertenece un elemento en la tabla periódica a partir de su configuración electrónica, debes identificar el nivel de energía más alto (número cuántico principal) que contiene electrones. La capa de valencia es la capa más externa de electrones y determina las propiedades químicas y la reactividad del elemento. A continuación, te brindo una guía general para determinar la capa de valencia: 1. Identifica el número cuántico principal (n): El número cuántico principal (n) es un número entero que indica el nivel de energía o capa en la que se encuentran los electrones. Se asigna un número cuántico principal a cada nivel de energía, comenzando desde 1 hasta n, donde n es el número de capa más alto ocupado. 2. Identifica el último número cuántico principal ocupado: Observa la configuración electrónica del elemento y encuentra el número cuántico principal más alto (n) que contiene electrones. Este número indica la capa de valencia del elemento. 3. Determina la capa de valencia: La capa de valencia es aquella en la que se encuentra el último número cuántico principal ocupado. Por lo tanto, el número cuántico principal más alto (n) corresponde a la capa de valencia. Ejemplo 1: Para el elemento sodio (Na) con configuración electrónica [Ne] 3s¹, el número cuántico principal más alto es 3. Por lo tanto, la capa de valencia del sodio es la capa 3. Ejemplo 2: Para el elemento oxígeno (O) con configuración electrónica [He] 2s² 2pª, el número cuántico principal más alto es 2. Por lo tanto, la capa de valencia del oxígeno es la capa 2. Es importante tener en cuenta que esta guía es aplicable a los elementos representativos o principales en la tabla periódica. Para los elementos de transición interna, la determinación de la capa de valencia puede ser más compleja debido a la ocupación de los subniveles d y f. Además, ten en cuenta que las configuraciones electrónicas de los elementos pueden variar ligeramente según la situación de llenado de los orbitales. lón más próximo que formará Para determinar el ión más probable que formará un átomo a partir de su configuración electrónica, es necesario considerar el número de electrones en los orbitales de valencia, es decir, los orbitales más externos. Los átomos tienden a formar iones adquiriendo o perdiendo electrones para alcanzar una configuración más estable, generalmente completando o vaciando sus orbitales de valencia. Tomemos como ejemplo el átomo de oxígeno, cuya configuración electrónica es 1s² 2s²2pª. Este átomo tiene 6 electrones en su nivel de valencia (2s²2p4). El oxígeno tiende a adquirir 2 electrones adicionales para completar su nivel de valencia con un octeto de electrones, lo que le daría una configuración similar a la del gas noble más cercano, que en este caso es el neón (1s² 2s²2p). Por lo tanto, el ión más probable que formará el oxígeno es el anión O², ya que al ganar 2 electrones adicionales, alcanzará la configuración electrónica del neón y adquirirá una carga negativa. Sin embargo, es importante tener en cuenta que la formación de iones puede depender de varios factores, como la tendencia a ganar o perder electrones, la estabilidad relativa de los iones formados y las interacciones con otros elementos en una reacción química específica. Por lo tanto, esta respuesta proporciona una generalización, pero en situaciones específicas pueden existir diferentes posibilidades de formación de iones. Propiedades periódicas: Carga nuclear efectiva y apantallamiento. Qué son. Razonamiento de su variación en la tabla. Qué es la carga nuclear efectiva La carga nuclear efectiva es el efecto neto que siente un electrón en la capa de valencia de un átomo debido a la atracción del núcleo y la repulsión de los otros electrones en la misma capa y en capas internas. Es una medida de la fuerza de atracción experimentada por los electrones de valencia hacia el núcleo. La carga nuclear efectiva se ve afectada por dos factores principales: 1. Carga nuclear: Es la carga positiva del núcleo del átomo. Cuanto mayor sea la carga nuclear, mayor será la atracción ejercida sobre los electrones. 2. Apantallamiento o apantallamiento electrónico: Los electrones en las capas internas crean un efecto de apantallamiento, es decir, reducen parcialmente la carga positiva del núcleo que siente un electrón en la capa de valencia. Los electrones en capas internas repelen y "apantallan" la carga positiva del núcleo, disminuyendo la atracción efectiva sobre los electrones de valencia. La carga nuclear efectiva se puede calcular utilizando la fórmula: Carga Nuclear Efectiva (Zeff) = Carga Nuclear (Z) - Apantallamiento (o) Donde: - Carga Nuclear (Z) es la carga positiva del núcleo. Apantallamiento (o) es el apantallamiento o apantallamiento electrónico causado por los electrones en las capas internas. A medida que aumentamos en un periodo de la tabla periódica (de izquierda a derecha), el número de electrones en la capa de valencia aumenta, pero la cantidad de apantallamiento por parte de los electrones en capas internas es relativamente constante. Esto hace que la carga nuclear efectiva aumente, lo que resulta en una mayor atracción de los electrones de valencia hacia el núcleo. En resumen, la carga nuclear efectiva es una medida de la fuerza de atracción neta que siente un electrón en la capa de valencia de un átomo debido a la carga positiva del núcleo y el apantallamiento causado por los electrones en capas internas. Por qué la carga nuclear efectiva hace que varíe la tabla periódica La variación de la carga nuclear efectiva a lo largo de la tabla periódica es uno de los factores clave que contribuye a las tendencias y variaciones observadas en las propiedades y comportamiento de los elementos. A medida que se mueve de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica, la carga nuclear efectiva aumenta, lo que tiene varios efectos en los electrones de valencia y en la estructura atómica. Aquí hay algunas razones por las cuales la carga nuclear efectiva afecta la tabla periódica: 1. Tamaño atómico: A medida que la carga nuclear efectiva aumenta, la atracción ejercida por el núcleo sobre los electrones de valencia también aumenta. Esto hace que los electrones de valencia se sientan más fuertemente atraídos hacia el núcleo, lo que resulta en una disminución del tamaño atómico. En general, los átomos se vuelven más pequeños a medida que se mueven de izquierda a derecha en un periodo. 2. Energía de ionización: La energía de ionización es la energía requerida para remover un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso. A medida que la carga nuclear efectiva aumenta, se requiere más energía para eliminar un electrón de valencia debido a la atracción más fuerte del núcleo. Por lo tanto, la energía de ionización tiende a aumentar de izquierda a derecha en un periodo. 3. Afinidad electrónica: La afinidad electrónica es la energía liberada cuando un átomo neutro en estado gaseoso gana un electrón para formar un ion negativo. La carga nuclear efectiva influye en la afinidad electrónica, ya que una mayor carga nuclear efectiva aumenta la atracción hacia los electrones entrantes. En general, la afinidad electrónica tiende a aumentar de izquierda a derecha en un periodo. 4. Electronegatividad: La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace químico. La carga nuclear efectiva influye en la electronegatividad, ya que una mayor carga nuclear efectiva aumenta la atracción que un átomo ejerce sobre los electrones compartidos en un enlace. En general, la electronegatividad tiende a aumentar de izquierda a derecha en un periodo. Estas tendencias en el tamaño atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad, influenciadas por la carga nuclear efectiva, son esenciales para entender las propiedades y los comportamientos químicos de los elementos en la tabla periódica. La variación en la carga nuclear efectiva a lo largo de la tabla periódica contribuye a la diversidad y la periodicidad de las propiedades de los elementos. Qué es el apantallamiento El apantallamiento, también conocido como apantallamiento electrónico o apantallamiento efectivo, se refiere al efecto que los electrones en las capas internas de un átomo tienen sobre los electrones de valencia, reduciendo la atracción neta experimentada por estos últimos hacia el núcleo. Cuando se considera un átomo polielectrónico, los electrones de las capas internas (más cercanas al núcleo) repelen a los electrones de valencia debido a la carga negativa. Esta repulsión reduce la fuerza neta de atracción entre el núcleo y los electrones de valencia, disminuyendo así la carga efectiva que sienten los electrones de valencia. El apantallamiento es causado por el efecto de pantalla de los electrones internos. A medida que se mueven de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica, el número de electrones de valencia aumenta, pero el número de electrones internos también aumenta. Sin embargo, el efecto de apantallamiento o repulsión de los electrones internos no aumenta tan significativamente como el número de electrones de valencia, lo que resulta en un aumento general en la carga nuclear efectiva a lo largo de un periodo. El apantallamiento se denota comúnmente con el símbolo o (sigma) y se representa mediante la letra griega sigma minúscula (o). Cuanto mayor sea el apantallamiento, menor será la carga nuclear efectiva y menor será la atracción experimentada por los electrones de valencia hacia el núcleo. Es importante tener en cuenta que el apantallamiento no es uniforme en todos los átomos y puede variar según el elemento y su configuración electrónica específica. Además, el apantallamiento también puede variar en diferentes capas electrónicas del mismo átomo. Sin embargo, en general, el apantallamiento contribuye a las tendencias y propiedades observadas en la tabla periódica, como el tamaño atómico y las energías de ionización. Por qué el apantallamiento hace que varíe la tabla periódica El apantallamiento tiene un impacto importante en las variaciones de la tabla periódica debido a su influencia en la carga nuclear efectiva que sienten los electrones de valencia. Aquí están algunas razones por las cuales el apantallamiento afecta la tabla periódica: 1. Tamaño atómico: El apantallamiento reduce la carga nuclear efectiva experimentada por los electrones de valencia, lo que disminuye la atracción neta hacia el núcleo. Como resultado, los electrones de valencia se mantienen menos firmemente y el átomo puede tener un tamaño atómico más grande. A medida que se mueve de arriba hacia abajo en un grupo de la tabla periódica, el apantallamiento aumenta debido a la adición de capas electrónicas más internas, lo que resulta en un incremento en el tamaño atómico. 2. Energías de ionización: El apantallamiento también influye en las energías de ionización, que es la energía requerida para eliminar un electrón de un átomo neutro. Un mayor apantallamiento reduce la carga nuclear efectiva, lo que disminuye la atracción del núcleo hacia los electrones de valencia. Como consecuencia, se necesita menos energía para eliminar un electrón, y las energías de ionización tienden a disminuir a medida que se desciende en un grupo de la tabla periódica. 3. Afinidad electrónica: La afinidad electrónica, que es la energía liberada cuando un átomo neutro gana un electrón para formar un ion negativo, también puede verse afectada por el apantallamiento. El apantallamiento reduce la atracción del núcleo hacia los electrones entrantes, lo que puede dificultar que el átomo gane un electrón adicional. Por lo tanto, en general, la afinidad electrónica tiende a disminuir a medida que se desciende en un grupo de la tabla periódica. Estas tendencias y variaciones en el tamaño atómico, las energías de ionización y la afinidad electrónica, influenciadas por el apantallamiento, son características fundamentales que se observan en la tabla periódica. La variación del apantallamiento a lo largo de la tabla periódica contribuye a la diversidad y la periodicidad de las propiedades de los elementos. Radio atómico: definición, variación en los grupos y en los periodos y justificación de dicha variación. Qué es El radio atómico se refiere a la medida del tamaño de un átomo. Es la distancia entre el núcleo de un átomo y su capa electrónica externa, es decir, la capa de valencia que contiene los electrones de mayor energía. El tamaño de un átomo puede variar debido a varios factores, como el número de electrones, la carga nuclear efectiva y el apantallamiento. Generalmente, el radio atómico aumenta a medida que se desciende en un grupo de la tabla periódica, debido a la adición de capas electrónicas más internas. Esto se debe a que el aumento de los niveles de energía y la presencia de más capas electrónicas internas aumentan la distancia media entre el núcleo y los electrones de valencia. Por otro lado, el radio atómico tiende a disminuir a medida que se mueve de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica. Esto se debe al aumento de la carga nuclear efectiva, es decir, a la mayor atracción que el núcleo ejerce sobre los electrones de valencia. A medida que se agregan protones al núcleo, la carga positiva aumenta, lo que resulta en una mayor atracción hacia los electrones de valencia y en una disminución del tamaño atómico. Es importante tener en cuenta que el radio atómico puede variar dependiendo del enfoque utilizado para medirlo, ya que no existe un límite bien definido para el tamaño de un átomo debido a la distribución electrónica y la naturaleza probabilística de los electrones. Sin embargo, el concepto de radio atómico es útil para comparar y entender las tendencias generales en el tamaño de los átomos a través de la tabla periódica. Variación en los grupos y periodos El radio atómico varía tanto en los grupos como en los periodos de la tabla periódica debido a los cambios en la estructura electrónica de los átomos. Variación en los grupos: A medida que se desciende en un grupo de la tabla periódica, el radio atómico generalmente aumenta. Esto se debe a la adición de nuevas capas electrónicas más internas a medida que se avanza en el grupo. Cada nueva capa electrónica añadida aumenta la distancia promedio entre el núcleo y los electrones de valencia, lo que resulta en un aumento del tamaño atómico. Variación en los periodos: A medida que se mueve de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica, el radio atómico generalmente disminuye. Esto se debe principalmente al aumento de la carga nuclear efectiva, es decir, la carga positiva del núcleo que siente un electrón de valencia. A medida que se agregan protones al núcleo a lo largo del periodo, la atracción del núcleo hacia los electrones de valencia aumenta, lo que hace que los electrones se mantengan más cerca del núcleo y disminuye el tamaño atómico. Además de estos factores principales, otros factores como el apantallamiento (repulsión entre electrones) y las interacciones electrón-electrón también pueden influir en las variaciones del radio atómico. Estos factores pueden complicar la tendencia general y generar algunas excepciones en ciertos elementos. Es importante destacar que las variaciones del radio atómico no son regulares o uniformes en todos los casos. Pueden existir algunas fluctuaciones o anomalías debido a configuraciones electrónicas particulares y a la interacción entre los electrones en diferentes capas y orbitales. Sin embargo, en general, las tendencias descritas anteriormente son observables en la tabla periódica y son útiles para comprender y predecir el comportamiento de los elementos. Radio iónico: El radio iónico se refiere al tamaño de un ion, que es un átomo o un grupo de átomos cargados eléctricamente debido a la pérdida o ganancia de electrones. Los iones pueden ser iones positivos, también conocidos como cationes, que se forman cuando un átomo pierde electrones, o iones negativos, también conocidos como aniones, que se forman cuando un átomo gana electrones. El tamaño del ion puede ser diferente al tamaño del átomo neutral del cual se derivó, debido a la variación en la cantidad de electrones. Cuando un átomo pierde electrones y se convierte en un catión, su radio iónico generalmente se reduce en comparación con el átomo neutral. Esto se debe a que la pérdida de electrones hace que la atracción entre los electrones restantes y el núcleo sea más fuerte, lo que resulta en una contracción del tamaño. Por otro lado, cuando un átomo gana electrones y se convierte en un anión, su radio iónico generalmente aumenta en comparación con el átomo neutral. Esto se debe a que la adición de electrones adicionales aumenta la repulsión entre los electrones y, en consecuencia, el radio iónico se expande. Es importante tener en cuenta que el tamaño de los iones puede variar según el elemento y la carga iónica específica. Además, el tamaño de los iones puede influir en las propiedades químicas y físicas de las sustancias iónicas, como su capacidad para formar enlaces químicos y su solubilidad. O Cómo varía el radio del anión respecto al átomo neutro. Justificación. El radio del anión generalmente es mayor que el radio del átomo neutro del cual se derivó. Esto se debe a que el anión ha ganado uno o más electrones adicionales, lo que aumenta la repulsión entre los electrones en la capa de valencia. Cuando un átomo neutral gana electrones para formar un anión, la carga negativa adicional hace que los electrones se repelan entre sí. Esta repulsión electrónica resulta en una expansión del volumen ocupado por los electrones y, por lo tanto, en un aumento en el radio del anión en comparación con el átomo neutro. El aumento en el radio del anión se debe principalmente a la repulsión entre los electrones de valencia adicionales y a la disminución de la carga nuclear efectiva que experimentan. La carga negativa adicional contrarresta parcialmente la atracción del núcleo hacia los electrones de valencia, lo que resulta en una expansión del radio iónico. Es importante destacar que el grado de expansión del radio del anión puede variar según el número de electrones ganados y la configuración electrónica específica del átomo. Además, la influencia del apantallamiento y otros factores puede afectar las dimensiones exactas del ion. Sin embargo, en general, se observa un aumento en el radio del anión en comparación con el átomo neutro. O Cómo varía el radio del catión respecto al átomo neutro. Justificación. El radio del catión generalmente es más pequeño que el radio del átomo neutro del cual se derivó. Esto se debe a que el catión ha perdido uno o más electrones de su configuración electrónica original. Cuando un átomo neutral pierde electrones para formar un catión, la carga positiva resultante hace que los electrones restantes estén sujetos a una atracción neta más fuerte del núcleo. Esto se debe a que la pérdida de electrones reduce la repulsión entre los electrones y, por lo tanto, aumenta la atracción entre los electrones de valencia restantes y el núcleo. La atracción neta más fuerte hacia el núcleo reduce el radio del catión en comparación con el átomo neutro. Los electrones de valencia restantes se acercan más al núcleo y el volumen ocupado por los electrones se reduce, lo que resulta en una contracción del radio iónico. Es importante tener en cuenta que el grado de contracción del radio del catión puede variar según el número de electrones perdidos y la configuración electrónica específica del átomo. Además, la influencia del apantallamiento y otros factores puede afectar las dimensiones exactas del ion. Sin embargo, en general, se observa una disminución en el radio del catión en comparación con el átomo neutro. O Comparación del radio de dos cationes del mismo elemento con distinta carga. Cuando se comparan dos cationes del mismo elemento con diferente carga, generalmente se observa que el catión con una mayor carga tiene un radio más pequeño que el catión con una carga menor. Esto se debe a que la carga adicional en el catión con mayor carga ejerce una atracción más fuerte sobre los electrones restantes, lo que resulta en una mayor contracción del radio iónico. Cuando un átomo neutro pierde electrones para formar un catión, la carga positiva resultante del catión aumenta. Cuanto mayor es la carga del catión, mayor es la atracción del núcleo hacia los electrones restantes. Esta atracción neta más fuerte conduce a una contracción más pronunciada del radio iónico. Por ejemplo, si comparamos el catión Li+ (litio con una carga de +1) y el catión Li²+ (litio con una carga de +2), se observará que el catión Li²+ tiene un radio más pequeño que el catión Li+. Esto se debe a que el catión Li²+ tiene una carga positiva adicional, lo que hace que los electrones restantes estén sujetos a una atracción aún mayor del núcleo. Es importante tener en cuenta que la magnitud exacta de la contracción del radio iónico puede depender de otros factores, como el apantallamiento y la configuración electrónica específica del átomo. Sin embargo, en general, se puede esperar que el radio iónico disminuya a medida que aumenta la carga del catión. O Variación general del radio iónico en la tabla periódica. En la tabla periódica, hay algunas tendencias generales en la variación del radio iónico: 1. Tamaño de los cationes: A medida que se desciende en un grupo de la tabla periódica, el radio iónico de los cationes tiende a aumentar. Esto se debe a la adición de nuevas capas electrónicas más internas a medida que se avanza en el grupo, lo que resulta en un mayor apantallamiento y una disminución de la atracción del núcleo sobre los electrones de valencia, lo que a su vez lleva a un aumento en el tamaño del catión. - - A medida que se mueve de derecha a izquierda en un periodo de la tabla periódica, el radio iónico de los cationes tiende a disminuir. Esto se debe al aumento de la carga nuclear efectiva y a la reducción del apantallamiento. La carga positiva adicional en el núcleo a medida que se mueve hacia la izquierda resulta en una mayor atracción sobre los electrones de valencia, lo que lleva a una contracción del radio iónico. 2. Tamaño de los aniones: - A medida que se desciende en un grupo de la tabla periódica, el radio iónico de los aniones tiende a aumentar. Esto se debe a la adición de capas electrónicas más internas, que resultan en una mayor repulsión entre los electrones y una mayor expansión del volumen ocupado por los electrones. - A medida que se mueve de derecha a izquierda en un periodo de la tabla periódica, el radio iónico de los aniones tiende a disminuir. Esto se debe al aumento de la carga nuclear efectiva y a la reducción del apantallamiento, lo que resulta en una contracción del radio iónico. Estas tendencias generales se basan en los cambios en la carga nuclear efectiva, el apantallamiento y la adición de capas electrónicas a medida que se mueve a través de la tabla periódica. Sin embargo, es importante tener en cuenta que pueden existir excepciones y variaciones debido a la configuración electrónica específica de los elementos y a otros factores que pueden influir en el tamaño de los iones. O Comparación del radio de especies isoelectrónicas. Las especies isoelectrónicas son aquellas que tienen el mismo número de electrones, pero pertenecen a diferentes elementos. Al comparar el radio de especies isoelectrónicas, hay algunas tendencias generales: 1. Tamaño de los cationes: En general, a medida que se mueve de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica, el tamaño de los cationes disminuye. Esto se debe al aumento de la carga nuclear efectiva a medida que se agregan protones al núcleo. La carga positiva adicional atrae con mayor fuerza a los electrones de valencia, lo que resulta en una contracción del radio iónico. 2. Tamaño de los aniones: En general, a medida que se desciende en un grupo de la tabla periódica, el tamaño de los aniones aumenta. Esto se debe a la adición de capas electrónicas más internas, que resulta en una mayor repulsión electrónica y una expansión del radio iónico. 3. Comparación entre especies isoelectrónicas en diferentes grupos: - - Si se comparan especies isoelectrónicas de diferentes grupos, el tamaño de los cationes tiende a ser más pequeño a medida que se desciende en la tabla periódica. Esto se debe al aumento de la carga nuclear efectiva y a una mayor atracción del núcleo sobre los electrones de valencia. - Por otro lado, el tamaño de los aniones tiende a ser más grande a medida que se desciende en la tabla periódica. Esto se debe a la adición de capas electrónicas más internas y a una mayor repulsión electrónica. Es importante tener en cuenta que estas tendencias son generales y pueden haber excepciones dependiendo de la configuración electrónica específica y otros factores que puedan influir en el tamaño de los iones isoelectrónicos. Además, la comparación precisa del radio iónico requiere considerar las cargas y la configuración electrónica exacta de las especies isoelectrónicas que se están comparando. Potencial de ionización: definición, variación en los grupos y en los periodos y justificación de dicha variación. El potencial de ionización es la energía requerida para quitar un electrón de un átomo o ion en estado gaseoso en su estado fundamental. En otras palabras, es la energía necesaria para convertir un átomo neutro en un catión. El potencial de ionización varía tanto en los grupos como en los periodos de la tabla periódica debido a dos factores principales: 1. Aumento en la carga nuclear efectiva: A medida que se mueve de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica, el número de protones en el núcleo aumenta, lo que resulta en una mayor carga nuclear efectiva. La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta que siente un electrón en la capa de valencia y determina la fuerza de atracción entre el electrón y el núcleo. Con una mayor carga nuclear efectiva, se requiere más energía para quitar un electrón, lo que aumenta el potencial de ionización. 2. Apantallamiento o apantallamiento efectivo: A medida que se desciende en un grupo de la tabla periódica, se agregan capas electrónicas más internas a la configuración electrónica del átomo. Estas capas internas de electrones ejercen un efecto de apantallamiento sobre los electrones de valencia, lo que reduce la atracción efectiva del núcleo sobre los electrones externos. Como resultado, el apantallamiento disminuye la carga nuclear efectiva sentida por los electrones de valencia y facilita la eliminación de un electrón, disminuyendo el potencial de ionización. En general, el potencial de ionización tiende a aumentar de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica debido al aumento de la carga nuclear efectiva. Además, el potencial de ionización tiende a disminuir a medida que se desciende en un grupo debido al aumento del apantallamiento y la disminución de la carga nuclear efectiva. Sin embargo, existen excepciones en algunos casos debido a configuraciones electrónicas particulares y otros factores que pueden afectar el potencial de ionización de un elemento específico. Afinidad electrónica: definición, variación en los grupos y en los periodos y justificación de dicha variación. La afinidad electrónica es la energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso captura un electrón para formar un ion negativo (anión). En otras palabras, es la medida de la capacidad de un átomo para aceptar un electrón adicional. La afinidad electrónica varía en los grupos y periodos de la tabla periódica debido a varios factores: 1. Tamaño del átomo: A medida que se desciende en un grupo de la tabla periódica, los átomos tienden a ser más grandes debido a la adición de capas electrónicas más internas. Como resultado, los electrones de valencia están más alejados del núcleo y experimentan una menor atracción, lo que dificulta que el átomo capture un electrón adicional. Por lo tanto, la afinidad electrónica tiende a disminuir al descender en un grupo. 2. Carga nuclear efectiva: A medida que se mueve de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica, el número de protones en el núcleo aumenta, lo que resulta en un mayor aumento de la carga nuclear efectiva. La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta que siente un electrón en la capa de valencia y determina la atracción del núcleo hacia los electrones. Con una mayor carga nuclear efectiva, es más probable que un átomo acepte un electrón adicional, lo que aumenta su afinidad electrónica. 3. Configuración electrónica: La estabilidad de la configuración electrónica de un átomo también puede influir en su afinidad electrónica. Algunos átomos tienen una configuración electrónica estable con una capa completamente llena o semillena. Estos átomos tienden a tener una alta afinidad electrónica, ya que capturar un electrón adicional les permitiría alcanzar una configuración más estable. En general, la afinidad electrónica tiende a aumentar de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica debido al aumento de la carga nuclear efectiva. Sin embargo, existen excepciones y variaciones en la afinidad electrónica debido a la configuración electrónica específica de los elementos y otros factores que pueden influir en la capacidad de capturar electrones adicionales. Electronegatividad: definición, variación en los grupos y en los periodos y justificación de dicha variación. La electronegatividad es una propiedad química que indica la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones en un enlace químico. En otras palabras, es la medida de la tendencia de un átomo a atraer los electrones de enlace hacia sí mismo. La electronegatividad varía en los grupos y periodos de la tabla periódica debido a los siguientes factores: 1. Tamaño del átomo: A medida que se desciende en un grupo de la tabla periódica, los átomos tienden a ser más grandes debido a la adición de capas electrónicas más internas. Como resultado, los electrones de valencia están más alejados del núcleo y experimentan una menor atracción. Esto resulta en una disminución de la electronegatividad a medida que se desciende en un grupo. 2. Carga nuclear efectiva: A medida que se mueve de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica, el número de protones en el núcleo aumenta, lo que resulta en un mayor aumento de la carga nuclear efectiva. La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta que siente un electrón en la capa de valencia y determina la atracción del núcleo hacia los electrones. Con una mayor carga nuclear efectiva, la electronegatividad tiende a aumentar hacia la derecha en un periodo. 3. Configuración electrónica: La estabilidad de la configuración electrónica de un átomo también puede influir en su electronegatividad. Los átomos que tienen una configuración electrónica cercana a la de un gas noble (una capa externa completamente llena) tienden a tener una mayor electronegatividad, ya que tienen una alta estabilidad electrónica y tienen una fuerte tendencia a completar o alcanzar esa configuración mediante la atracción de electrones adicionales. En general, la electronegatividad tiende a aumentar de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica debido al aumento de la carga nuclear efectiva. Sin embargo, también existe una tendencia de disminución de la electronegatividad al descender en un grupo debido al aumento del tamaño atómico y la disminución de la carga nuclear efectiva. Es importante destacar que la electronegatividad es una propiedad relativa y se utiliza para comparar la capacidad relativa de los átomos para atraer electrones en un enlace químico. Carácter metálico: definición. Variación general en la tabla. Elementos metálicos, no metálicos y semimetales de la tabla periódica. El carácter metálico se refiere a la tendencia de un elemento a exhibir propiedades metálicas, como la conductividad eléctrica y térmica, la maleabilidad, la ductilidad y la tendencia a formar cationes en reacciones químicas. Los metales son elementos que generalmente tienen baja electronegatividad y alta conductividad eléctrica y térmica. El carácter metálico varía en los grupos y periodos de la tabla periódica debido a los siguientes factores: 1. Tamaño atómico: A medida que se desciende en un grupo de la tabla periódica, los átomos tienden a ser más grandes debido a la adición de capas electrónicas más internas. Los electrones de valencia están más alejados del núcleo y, por lo tanto, experimentan una menor atracción. Esto resulta en una mayor facilidad para perder electrones y una mayor tendencia a mostrar carácter metálico a medida que se desciende en un grupo. 2. Carga nuclear efectiva: A medida que se mueve de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica, el número de protones en el núcleo aumenta, lo que resulta en un mayor aumento de la carga nuclear efectiva. La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta que siente un electrón en la capa de valencia y determina la atracción del núcleo hacia los electrones. Con una mayor carga nuclear efectiva, los átomos tienen una mayor capacidad para atraer y retener electrones, lo que disminuye su carácter metálico. 3. Configuración electrónica: La estabilidad de la configuración electrónica de un átomo también puede influir en su carácter metálico. Los átomos con configuraciones electrónicas que permiten la pérdida de electrones de valencia con facilidad (por ejemplo, aquellos con una configuración electrónica cercana a la de un gas noble) tienden a mostrar un mayor carácter metálico. En general, el carácter metálico tiende a aumentar al descender en un grupo de la tabla periódica debido al aumento del tamaño atómico y la disminución de la carga nuclear efectiva. Por otro lado, el carácter metálico tiende a disminuir al moverse de izquierda a derecha en un periodo debido al aumento de la carga nuclear efectiva y la menor capacidad para perder electrones. Sin embargo, es importante destacar que el carácter metálico es una propiedad relativa y algunos elementos pueden exhibir propiedades mixtas o transicionales entre los caracteres metálicos y no metálicos. Reactividad: variación general en la tabla periódica. La reactividad de los elementos varía en los grupos y periodos de la tabla periódica debido a los siguientes factores: 1. Configuración electrónica: La configuración electrónica de un elemento determina la disposición de los electrones en sus niveles de energía. Los elementos con configuraciones electrónicas incompletas en su capa de valencia (último nivel de energía) tienden a ser más reactivos, ya que buscan ganar, perder o compartir electrones para alcanzar una configuración más estable. Por ejemplo, los elementos del Grupo 1 (metales alcalinos) tienen una configuración electrónica s¹ en su capa de valencia y tienen una alta reactividad, ya que tienden a perder fácilmente su único electrón de valencia para formar cationes. 2. Energía de ionización: La energía de ionización es la energía requerida para quitar un electrón de un átomo neutro en su estado gaseoso. Cuanto menor sea la energía de ionización, más fácilmente un átomo puede perder un electrón y, por lo tanto, será más reactivo. En general, la reactividad aumenta al descender en un grupo de la tabla periódica debido a que los átomos se vuelven más grandes y los electrones de valencia están más alejados del núcleo, lo que reduce la atracción y facilita la pérdida de electrones. 3. Electronegatividad: La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo en un enlace químico. Los elementos altamente electronegativos tienden a formar enlaces fuertes al atraer electrones hacia sí mismos, lo que los hace más reactivos. En general, la reactividad aumenta al moverse de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica debido al aumento de la electronegatividad, lo que resulta en una mayor capacidad de los átomos para ganar electrones. Estos factores, junto con otros como el tamaño atómico, la estabilidad de las configuraciones electrónicas y la presencia de capas electrónicas internas, contribuyen a las variaciones en la reactividad de los elementos en la tabla periódica. Es importante tener en cuenta que la reactividad puede ser influenciada por varios factores y puede haber excepciones debido a circunstancias específicas de cada elemento. El enlace químico Enlace químico: qué es, por qué se enlazan los átomos Qué es El enlace químico es la fuerza o interacción que mantiene unidos a los átomos en una molécula o en una estructura cristalina. Es la forma en que los átomos comparten, ganan o pierden electrones para alcanzar una configuración electrónica más estable y formar compuestos químicos. Existen tres tipos principales de enlaces químicos: 1. Enlace covalente: En el enlace covalente, los átomos comparten electrones en su capa de valencia para completar sus configuraciones electrónicas. Este tipo de enlace se forma entre átomos no metálicos y puede ser polar o no polar, dependiendo de la diferencia de electronegatividad entre los átomos. 2. Enlace iónico: En el enlace iónico, los átomos transfieren electrones de un átomo a otro para formar iones cargados positiva y negativamente. Estos iones opuestos se atraen mutuamente y forman una estructura cristalina. Los enlaces iónicos se forman entre átomos metálicos y no metálicos. 3. Enlace metálico: En el enlace metálico, los átomos metálicos comparten electrones de manera no específica, formando una especie de "mar de electrones" que se mueven libremente entre los átomos. Este tipo de enlace es responsable de las propiedades características de los metales, como la conductividad eléctrica y térmica. Por qué se enlazan los átomos Los átomos se enlazan para alcanzar una configuración electrónica más estable. La estabilidad se logra cuando los átomos tienen una configuración electrónica similar a la de los gases nobles, que son altamente estables debido a que tienen su capa de valencia completamente llena. Existen dos principales motivos por los cuales los átomos se enlazan: 1. Alcanzar la configuración electrónica de un gas noble: La mayoría de los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para adquirir una configuración electrónica similar a la del gas noble más cercano en la tabla periódica. Los átomos pueden hacer esto mediante la transferencia de electrones en enlaces iónicos o compartiendo electrones en enlaces covalentes. En el enlace iónico, los átomos ganan o pierden electrones para formar iones cargados positiva y negativamente. Estos iones opuestos se atraen mutuamente debido a la fuerza electrostática forman un compuesto iónico. En el enlace covalente, los átomos comparten electrones en su capa de valencia para completar sus configuraciones electrónicas. Esto se logra mediante la superposición de orbitales atómicos y la formación de enlaces covalentes simples, dobles o triples. 2. Minimizar la energía: Los átomos se enlazan para minimizar su energía total. Al formar enlaces, los átomos pueden reducir su energía debido a la disminución de la energía potencial electrostática entre los electrones y el núcleo, así como la formación de enlaces fuertes y estables. En general, los átomos se enlazan para adquirir mayor estabilidad y reducir su energía. El tipo de enlace que se forma depende de los elementos involucrados y sus propiedades electrónicas, como la electronegatividad y el número de electrones de valencia. Enlace iónico Definición y características principales. El enlace iónico es un tipo de enlace químico que se forma entre átomos con diferencias significativas de electronegatividad, generalmente entre un metal y un no metal. En este tipo de enlace, los átomos transfieren electrones de un átomo al otro para formar iones cargados positiva y negativamente. Los iones opuestos se atraen electrostáticamente, lo que resulta en la formación de una estructura cristalina en el compuesto iónico. A continuación se presentan algunas características principales del enlace iónico: 1. Transferencia de electrones: En el enlace iónico, uno o más electrones se transfieren desde el átomo de baja electronegatividad (metal) hacia el átomo de alta electronegatividad (no metal). Como resultado, el átomo de metal se convierte en un catión cargado positivamente debido a la pérdida de electrones, mientras que el átomo de no metal se convierte en un anión cargado negativamente debido a la ganancia de electrones. 2. Formación de estructuras cristalinas: Los iones cargados opuestamente se atraen electrostáticamente y se organizan en una estructura cristalina tridimensional. Esta estructura regular da lugar a las propiedades características de los compuestos iónicos, como su alta dureza, puntos de fusión y ebullición elevados, y conductividad eléctrica en estado fundido o en soluciones acuosas. 3. Propiedades eléctricas: Los compuestos iónicos son buenos conductores de electricidad en estado fundido o cuando están disueltos en agua, pero no en estado sólido. Esto se debe a que en estado sólido, los iones están rígidamente empaquetados y no pueden moverse libremente para transportar cargas eléctricas. Sin embargo, cuando se funden o se disuelven en agua, los iones se liberan y pueden moverse, permitiendo la conducción de la corriente eléctrica. 4. Alta energía de enlace: Los enlaces iónicos son fuertes debido a la atracción electrostática entre los iones de carga opuesta. Esta alta energía de enlace se refleja en la alta temperatura de fusión y ebullición de los compuestos iónicos. Es importante tener en cuenta que el enlace iónico es un modelo simplificado y que la transferencia de electrones no siempre es completa, sino que existe cierto grado de covalencia en muchos compuestos iónicos. Además, la polaridad del enlace iónico puede variar según las diferencias de electronegatividad entre los átomos involucrados. Explicación de cómo se produce un enlace iónico. El enlace iónico se produce cuando hay una transferencia completa o parcial de electrones entre dos átomos con diferentes electronegatividades. A continuación se explica el proceso general de cómo se produce un enlace iónico: 1. Identificación de los átomos involucrados: El enlace iónico generalmente se forma entre un metal y un no metal. Los metales tienden a tener baja electronegatividad, lo que significa que tienen menor tendencia a atraer electrones, mientras que los no metales tienen alta electronegatividad, lo que significa que tienen mayor atracción hacia los electrones. 2. Pérdida y ganancia de electrones: El átomo de metal, con baja electronegatividad, tiende a perder electrones de su capa de valencia. Esto ocurre debido a que tiene menos atracción por sus electrones y puede desprenderse de ellos más fácilmente. Como resultado, el átomo de metal se convierte en un catión cargado positivamente. 3. El átomo de no metal, con alta electronegatividad, tiende a ganar electrones adicionales para alcanzar una configuración electrónica más estable. Esto ocurre debido a que tiene mayor capacidad para atraer electrones y mantenerlos cerca. Como resultado, el átomo de no metal se convierte en un anión cargado negativamente. 4. Formación de enlace electrostático: Los iones cargados opuestamente (catión y anión) se atraen electrostáticamente debido a las fuerzas de atracción entre cargas eléctricas opuestas. Esta atracción electrostática da lugar a la formación del enlace iónico. Los iones se organizan en una estructura cristalina tridimensional en la cual cada catión está rodeado por varios aniones y viceversa. Es importante tener en cuenta que en muchos casos no hay una transferencia completa de electrones, sino que hay cierto grado de covalencia en los enlaces iónicos. Esto significa que hay una cierta cantidad de compartición de electrones entre los átomos, aunque la diferencia de electronegatividad siga siendo significativa. El enlace iónico se caracteriza por la formación de iones cargados y la atracción electrostática entre ellos, lo que resulta en una estructura cristalina estable. Concepto de valencia iónica La valencia iónica, también conocida como valencia de carga, se refiere a la carga eléctrica que adquiere un átomo cuando forma un ion. Los iones son átomos que han ganado o perdido electrones, lo que resulta en una carga eléctrica positiva o negativa. La valencia iónica se indica mediante el número de carga del ion. Si un átomo pierde electrones, se forma un ion con carga positiva llamado catión. Por ejemplo, el sodio (Na) tiene una configuración electrónica de [Ne]3s¹. Al perder su electrón de valencia, se convierte en un catión sodio (Na+), con una valencia iónica de +1. Por otro lado, si un átomo gana electrones, se forma un ion con carga negativa llamado anión. Por ejemplo, el cloro (Cl) tiene una configuración electrónica de [Ne]3s²3p5. Al ganar un electrón para completar su octeto, se convierte en un anión cloruro (CI), con una valencia iónica de -1. Es importante destacar que la valencia iónica no debe confundirse con la valencia química, que se refiere a la capacidad de un átomo para formar enlaces químicos y está relacionada con el número de electrones que un átomo puede ganar, perder o compartir en un enlace. La valencia iónica es fundamental para comprender las interacciones químicas entre iones y la formación de compuestos iónicos, así como para predecir la fórmula y las propiedades de estos compuestos. Redes iónicas: Definición Una red iónica, también conocida como red cristalina iónica, es una estructura tridimensional regular y repetitiva formada por iones positivos y negativos dispuestos en una disposición ordenada. Estas redes cristalinas se forman debido a las fuerzas electrostáticas de atracción entre los iones de carga opuesta. En una red iónica, los iones positivos (cationes) están rodeados por los iones negativos (aniones), y viceversa, formando una estructura equilibrada eléctricamente. Cada catión está rodeado por varios aniones y cada anión está rodeado por varios cationes. La formación de una red iónica se debe a la atracción electrostática entre los iones cargados opuestamente. Los cationes y aniones se mantienen unidos debido a la atracción electrostática fuerte y se organizan en una disposición regular en todo el cristal. Las redes iónicas son características de los compuestos iónicos, los cuales están formados por átomos que han ganado o perdido electrones para formar iones cargados. Los compuestos iónicos suelen ser sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión y ebullición elevados debido a las fuertes fuerzas de atracción en la red iónica. Las redes iónicas exhiben propiedades como alta dureza, puntos de fusión y ebullición elevados, fragilidad y conductividad eléctrica en estado fundido o en soluciones acuosas. Sin embargo, en estado sólido, los iones en la red están rígidamente empaquetados y no pueden moverse libremente, lo que resulta en una falta de conductividad eléctrica en estado sólido. Factores que influyen en la geometría de la red iónica (tipo de malla, índice de coordinación, neutralidad, simetría, compactación, tamaño de los iones) Tipos de malla En una red iónica, pueden encontrarse diferentes tipos de mallas o estructuras cristalinas según la disposición tridimensional de los iones. Algunos de los tipos de malla más comunes son: 1. Malla cúbica: Es la estructura más simple y simétrica, donde los cationes y aniones forman una red tridimensional cúbica. Ejemplos de compuestos con estructura cúbica son el cloruro de sodio (NaCl) y el bromuro de cesio (CsBr). 2. Malla cúbica centrada en el cuerpo: En este tipo de estructura, además de los iones en las esquinas del cubo, hay un ion adicional en el centro del cubo. Un ejemplo es el fluoruro de calcio (CaF₂). 3. Malla cúbica centrada en las caras: En esta estructura, los iones están en las caras de un cubo, pero no en las esquinas. Un ejemplo es el cloruro de litio (LiCI). 4. Malla hexagonal compacta: En esta estructura, los iones forman una red hexagonal apretada. Un ejemplo es el óxido de magnesio (MgO). 5. Malla ortorrómbica: En esta estructura, los iones forman una red ortorrómbica, que es un paralelepípedo rectangular. Un ejemplo es el sulfato de calcio (CaSO4). Estos son solo algunos ejemplos de los diferentes tipos de mallas que se pueden encontrar en una red iónica. La elección de la estructura cristalina depende de varios factores, como el tamaño relativo de los iones y la estabilidad electrostática de la red. Cada tipo de malla tiene características específicas que determinan las propiedades físicas y químicas del compuesto iónico. Índice de coordinación El índice de coordinación en una red iónica se refiere al número de iones vecinos que rodean a un ion particular en una estructura cristalina. En otras palabras, es el número de iones opuestos de carga que están en contacto directo con un ion en la red. El índice de coordinación depende de la geometría de la red y puede variar según el tipo de malla cristalina presente. Algunos ejemplos comunes de índices de coordinación son: 1. Índice de coordinación 6 (IC=6): Se encuentra en estructuras cúbicas compactas, como la malla cúbica centrada en las caras y la malla hexagonal compacta. En estas estructuras, cada ion está rodeado por 6 iones de carga opuesta que forman una disposición octaédrica o prismática. 2. Índice de coordinación 8 (IC=8): Se encuentra en estructuras cúbicas, como la malla cúbica simple y la malla cúbica centrada en el cuerpo. Cada ion está rodeado por 8 iones de carga opuesta, formando una disposición cuboctaédrica. 3. Índice de coordinación 4 (IC=4): Se encuentra en estructuras tetragonales, como la malla tetragonal centrada en las caras. Cada ion está rodeado por 4 iones de carga opuesta, formando una disposición tetraédrica. Estos son solo algunos ejemplos de índices de coordinación comunes en redes iónicas. Es importante tener en cuenta que el índice de coordinación puede variar dependiendo de la estructura cristalina específica y de la relación de tamaños entre los iones en la red. Neutralidad La neutralidad en una red iónica se refiere al equilibrio de cargas eléctricas en la estructura cristalina. En una red iónica, los iones positivos (cationes) y los iones negativos (aniones) se organizan de tal manera que la suma de las cargas positivas y negativas sea igual, lo que resulta en una red eléctricamente neutral. La neutralidad en una red iónica es esencial para mantener la estabilidad y la cohesión del compuesto iónico. Si la red no fuera neutral, habría una acumulación de cargas eléctricas desequilibradas, lo que generaría fuerzas repulsivas que romperían la estructura cristalina. La neutralidad en una red iónica se logra a través de la combinación de iones con diferentes cargas. Por ejemplo, en el cloruro de sodio (NaCl), cada catión sodio (Na+) se combina con un anión cloruro (CI), lo que resulta en una neutralidad global. En la red cristalina, cada catión está rodeado por varios aniones y viceversa, de manera que las cargas positivas y negativas se cancelan entre sí en la estructura. Es importante destacar que, a nivel microscópico, cada ion individual en la red conserva su carga eléctrica, pero a nivel macroscópico, la suma total de las cargas en la red es cero. Esta neutralidad eléctrica permite que la red iónica sea estable y se mantenga unida. La neutralidad en una red iónica es una característica fundamental de los compuestos iónicos y juega un papel importante en sus propiedades físicas y químicas, como su punto de fusión, conductividad eléctrica y solubilidad. Simetría La simetría en una red iónica se refiere a la existencia de patrones regulares y repetitivos en la disposición espacial de los iones en la estructura cristalina. La simetría está relacionada con la forma en que se repiten los iones en la red y se expresa mediante grupos espaciales y simetría cristalina. En una red iónica, la simetría se puede observar en diferentes aspectos: 1. Simetría puntual: Se refiere a la simetría de un punto en la red cristalina. Esto implica que las propiedades físicas y químicas de la red son las mismas en diferentes posiciones equivalentes dentro de la estructura cristalina. Los iones se organizan de manera que presenten simetría respecto a un punto central o de rotación. 2. Simetría de traslación: Se refiere a la repetición regular de unidades estructurales idénticas en la red. Esto implica que la red cristalina tiene una disposición espacial periódica y que se repite en las tres dimensiones del espacio. 3. Simetría axial: Se refiere a la simetría respecto a un eje o una serie de ejes en la red cristalina. Por ejemplo, una estructura cristalina puede exhibir simetría rotacional en torno a un eje de rotación, lo que significa que la estructura es idéntica si se rota alrededor de ese eje. La simetría en una red iónica es importante porque determina varias propiedades físicas y químicas del compuesto iónico. La simetría puede influir en la forma y el tamaño de los cristales, así como en las propiedades ópticas, mecánicas y eléctricas del material. La simetría en una red iónica se describe mediante sistemas de cristalografía y grupos espaciales, que permiten clasificar y describir las diferentes simetrías presentes en los cristales iónicos. Estos sistemas y grupos espaciales proporcionan una notación precisa y estandarizada para describir la simetría en las estructuras cristalinas. Compactación La compactación en una red iónica se refiere a la forma en que los iones se organizan y empaquetan en una estructura cristalina para maximizar el contacto entre ellos y minimizar los espacios vacíos. La compactación es importante en la formación de estructuras estables y en la determinación de las propiedades físicas y químicas de los compuestos iónicos. En una red iónica, los iones positivos (cationes) y los iones negativos (aniones) se acomodan de manera que los iones de carga opuesta estén lo más cerca posible unos de otros, formando enlaces iónicos. La forma en que los iones se empaquetan puede variar según el tamaño relativo de los iones y las fuerzas electrostáticas entre ellos. Algunos conceptos relacionados con la compactación en una red iónica son: 1. Empaquetamiento iónico: Se refiere a cómo los iones se disponen y se empaquetan en la estructura cristalina. Los iones pueden formar una disposición cúbica, hexagonal, tetragonal u otra, dependiendo de la estructura cristalina específica. 2. Radio iónico: El tamaño relativo de los iones en la red afecta la compactación. Los iones más grandes pueden requerir una separación mayor entre ellos para evitar repulsiones electrostáticas, mientras que los iones más pequeños pueden empaquetarse más cerca. 3. Relación de tamaños: La relación de tamaños entre los iones también influye en la compactación. En general, los cationes más pequeños tienden a rodearse de más aniones, mientras que los aniones más grandes tienden a rodearse de menos cationes. El grado de compactación en una red iónica tiene implicaciones en varias propiedades del compuesto, como su densidad, su punto de fusión y sus propiedades mecánicas. Una estructura más compacta tiende a ser más densa y puede tener un punto de fusión más alto debido a las fuerzas electrostáticas más fuertes entre los iones. En resumen, la compactación en una red iónica se refiere a la forma en que los iones se organizan y empaquetan en una estructura cristalina para maximizar el contacto y minimizar los espacios vacíos. La compactación depende del tamaño relativo de los iones y de las fuerzas electrostáticas entre ellos. Tamaño de los iones El tamaño de los iones en una red iónica es una propiedad importante que afecta la estructura y las propiedades de los compuestos iónicos. El tamaño de los iones está relacionado con la cantidad de electrones y la carga nuclear de los átomos que los forman. En general, los cationes son más pequeños que los átomos neutros de los que se originan, ya que han perdido electrones y, por lo tanto, experimentan una mayor carga nuclear efectiva. La pérdida de electrones reduce la repulsión entre los electrones y disminuye el radio del ion resultante. Por lo tanto, los cationes tienden a tener radios más pequeños que los átomos neutros correspondientes. Por otro lado, los aniones son más grandes que los átomos neutros de los que se originan, ya que han ganado electrones y, por lo tanto, experimentan una menor carga nuclear efectiva. La adición de electrones aumenta la repulsión entre ellos y hace que el radio del ion resultante sea mayor. Por lo tanto, los aniones tienden a tener radios más grandes que los átomos neutros correspondientes. Es importante tener en cuenta que el tamaño de los iones puede variar dependiendo del elemento al que pertenecen y de las condiciones específicas, como la presión y la temperatura. Además, la estructura cristalina en la que se encuentran los iones también puede afectar su tamaño aparente. La relación de tamaño entre los iones en una red iónica es un factor importante en la compactación y la estabilidad de la estructura cristalina. Los iones de tamaños similares tienden a empaquetarse de manera más eficiente y formar estructuras más estables. Por otro lado, si hay una gran diferencia en los tamaños de los iones, esto puede dar lugar a deformaciones en la estructura cristalina y una menor estabilidad. En resumen, el tamaño de los iones en una red iónica está determinado por la cantidad de electrones y la carga nuclear de los átomos que los forman. Los cationes tienden a tener radios más pequeños que los átomos neutros correspondientes, mientras que los aniones tienden a tener radios más grandes. La relación de tamaño entre los iones es un factor importante en la estructura y las propiedades de los compuestos iónicos. Energía reticular: Definición La energía reticular es la cantidad de energía requerida para separar completamente los iones de una red cristalina iónica y convertirlos en iones gaseosos en estado fundamental. En otras palabras, es la energía necesaria para romper todos los enlaces iónicos y dispersar los iones en el espacio. ● Cuando los iones se unen para formar una red iónica, se liberan energías debido a las fuerzas electrostáticas atractivas entre los iones de carga opuesta. La energía reticular es una medida de la magnitud de estas fuerzas y de la estabilidad de la estructura iónica. La energía reticular depende de varios factores, como las cargas y los tamaños de los iones involucrados, así como la distancia entre ellos en la estructura cristalina. Cuanto mayor sea la carga de los iones y más cercanos estén entre sí, mayor será la energía reticular necesaria para romper los enlaces y separarlos. La energía reticular se expresa en unidades de energía por mol, generalmente en julios por mol (J/ mol) o kilojulios por mol (kJ/mol). Puede ser determinada experimentalmente o calculada teóricamente utilizando modelos y cálculos basados en la teoría del campo cristalino y la teoría del enlace iónico. La energía reticular tiene implicaciones importantes en las propiedades de los compuestos iónicos, como su punto de fusión, solubilidad y dureza. Los compuestos con una mayor energía reticular generalmente tienen puntos de fusión más altos y son menos solubles en disolventes polares, lo que indica una mayor estabilidad de la estructura iónica. En resumen, la energía reticular es la cantidad de energía requerida para separar completamente los iones de una red iónica y convertirlos en iones gaseosos en estado fundamental. Es una medida de la magnitud de las fuerzas electrostáticas atractivas entre los iones en la estructura cristalina y afecta las propiedades de los compuestos iónicos. Relación de su valor con la fortaleza del enlace iónico La energía reticular está relacionada directamente con la fortaleza del enlace iónico. Cuanto mayor sea el valor de la energía reticular, más fuerte será el enlace iónico en la red cristalina. Esto significa que se requiere más energía para separar los iones y romper los enlaces iónicos. La fortaleza del enlace iónico está determinada por la magnitud de las cargas de los iones y la distancia entre ellos. A medida que aumenta la carga de los iones o disminuye la distancia entre ellos, las fuerzas electrostáticas atractivas se vuelven más fuertes y, por lo tanto, la energía reticular necesaria para separar los iones aumenta. Un alto valor de energía reticular indica una estructura iónica estable y resistente a cambios. Los compuestos con una alta energía reticular tienden a tener puntos de fusión más altos y ser menos solubles en disolventes polares, lo que indica una mayor estabilidad de la estructura iónica. La energía reticular también influye en otras propiedades de los compuestos iónicos, como su dureza y su capacidad para conducir electricidad. Los compuestos con una energía reticular alta tienden a ser más duros y menos conductores de electricidad en estado sólido, ya que los iones están firmemente unidos en la estructura cristalina y no son fácilmente movibles. En resumen, el valor de la energía reticular está directamente relacionado con la fortaleza del enlace iónico en una red cristalina. Un alto valor de energía reticular indica un enlace iónico fuerte, mientras que un valor bajo indica un enlace iónico más débil. Dependencia de su valor respecto a las cargas y al tamaño de los iones El valor de la energía reticular está influenciado por las cargas y tamaños de los iones en una red iónica. Aquí están las principales dependencias: 1. Cargas de los iones: La energía reticular aumenta a medida que aumenta la magnitud de las cargas de los iones. Cuanto mayor sea la diferencia de carga entre los iones, más fuertes serán las fuerzas electrostáticas atractivas y, por lo tanto, mayor será la energía reticular requerida para separar los iones. Por ejemplo, un compuesto con iones bivalentes (+2 y −2) tendrá una mayor energía reticular en comparación con un compuesto con iones univalentes (+1 y -1). 2. Tamaño de los iones: El tamaño de los iones también influye en la energía reticular. En general, a medida que el tamaño de los iones disminuye, la energía reticular aumenta. Esto se debe a que los iones más pequeños pueden acercarse más entre sí, lo que resulta en una mayor interacción electrostática y una mayor energía reticular. Por lo tanto, los iones con radios más pequeños formarán compuestos con una energía reticular más alta. Es importante tener en cuenta que la relación entre la carga y el tamaño de los iones no es directa. Por ejemplo, dos iones con la misma carga pero diferentes tamaños pueden tener diferentes valores de energía reticular. En general, la carga tiene un efecto más significativo en la energía reticular que el tamaño, pero ambos factores son importantes. La energía reticular también puede ser afectada por otros factores, como la polarizabilidad de los iones, la estructura cristalina y las interacciones entre los iones vecinos. Sin embargo, las dependencias de carga y tamaño son las más fundamentales y determinantes en la energía reticular. En resumen, el valor de la energía reticular en una red iónica depende de las cargas y tamaños de los iones involucrados. Una mayor diferencia de carga entre los iones y un tamaño más pequeño de los iones conducen a una mayor energía reticular. Estas dependencias son fundamentales para comprender la estabilidad y las propiedades de los compuestos iónicos. • Fórmula de Born-Landé: expresión teórica para obtener su valor La fórmula de Born-Landé, también conocida como la fórmula de Madelung, es una expresión teórica utilizada para calcular el valor teórico de la energía reticular en una red iónica. La fórmula de Born-Landé se puede escribir de la siguiente manera: E = -k* (Z+ * Z- * e^2) / (4π * ro) * (1 - 1/n) Donde: E: Energía reticular k: Constante de proporcionalidad (generalmente se toma como 1.7476) Z+: Carga del catión Z-: Carga del anión e: Carga del electrón (1.602 × 10^(-19) C) Eo: Permisividad del vacío (8.854 × 10^(-12) C²/N.m²) ro: Distancia de separación entre los iones n: Coeficiente de Madelung, que depende de la estructura cristalina y determina la geometría y la forma en que los iones se empaquetan en la red cristalina Es importante tener en cuenta que la fórmula de Born-Landé es una aproximación teórica y no tiene en cuenta otros factores, como las interacciones electrón-electrón y las distorsiones en la red cristalina. Por lo tanto, los valores obtenidos mediante esta fórmula pueden no coincidir exactamente con los valores experimentales de la energía reticular. Además, la fórmula de Born-Landé se utiliza principalmente para compuestos iónicos simples y estructuras cristalinas regulares. En compuestos más complejos o con estructuras más complicadas, se requieren métodos más avanzados, como los cálculos ab initio o los cálculos de dinámica molecular, para obtener valores más precisos de la energía reticular. En resumen, la fórmula de Born-Landé es una expresión teórica utilizada para calcular el valor teórico de la energía reticular en una red iónica. Toma en cuenta las cargas de los iones, la distancia de separación y un coeficiente de Madelung que depende de la estructura cristalina. Sin embargo, es importante tener en cuenta que es una aproximación y pueden existir otros factores que afecten la energía reticular en compuestos más complejos. • Ciclo de Born-Haber: forma indirecta para obtener el valor de la energía reticular usando la ley de Hess. Saber aplicarlo. El ciclo de Born-Haber es una estrategia utilizada para determinar de manera indirecta el valor de la energía reticular de una sustancia iónica a partir de una serie de entalpías de formación y de reacción. Este ciclo se basa en la aplicación de la ley de Hess, que establece que el cambio total de entalpía en una reacción química es independiente de la ruta seguida y depende únicamente de los estados inicial y final. El ciclo de Born-Haber involucra los siguientes pasos: 1. Formación de iones gaseosos: Se considera la entalpía de ionización para convertir el átomo en un ion gaseoso y la entalpía de afinidad electrónica para convertir el átomo en un ion negativo gaseoso. Estas entalpías se refieren a los procesos de ganar o perder electrones en estado gaseoso. 2. Formación de compuestos iónicos sólidos: Se considera la entalpía de formación de los compuestos iónicos sólidos a partir de los iones gaseosos. Esta entalpía de formación se refiere al proceso de combinación de los iones para formar el compuesto iónico sólido. 3. Disociación del compuesto iónico sólido: Se considera la entalpía de disociación del compuesto iónico sólido en iones gaseosos. Esta entalpía se refiere al proceso de separación de los iones en el compuesto iónico. El ciclo de Born-Haber establece que el cambio de entalpía total en el ciclo debe ser cero, ya que el compuesto iónico sólido y los iones gaseosos tienen el mismo estado inicial y final. Por lo tanto, se puede establecer una ecuación en la que se igualan las sumas algebraicas de los cambios de entalpía involucrados en cada paso del ciclo. A partir de esta ecuación, se puede despejar la energía reticular, que es el valor que se busca determinar. La energía reticular se expresa en términos de las entalpías de formación de los compuestos iónicos sólidos, las entalpías de ionización y afinidad electrónica, y las entalpías de disociación. Es importante tener en cuenta que el ciclo de Born-Haber asume ciertas simplificaciones y aproximaciones, y puede haber contribuciones adicionales a la energía reticular que no se tienen en cuenta en el ciclo. Sin embargo, es una herramienta útil para obtener valores estimados de la energía reticular a partir de datos experimentales y teóricos. En resumen, el ciclo de Born-Haber es una estrategia que utiliza la ley de Hess para determinar de manera indirecta el valor de la energía reticular de una sustancia iónica. Se basa en una serie de entalpías de formación, ionización, afinidad electrónica y disociación, establece una ecuación en la que se igualan los cambios de entalpía involucrados en diferentes pasos del ciclo. A partir de esta ecuación, se puede obtener el valor de la energía reticular. Propiedades de los compuestos iónicos. Los compuestos iónicos tienen varias propiedades distintivas debido a su naturaleza de enlace iónico y su estructura cristalina. Aquí hay algunas propiedades comunes de los compuestos iónicos: 1. Puntos de fusión y ebullición elevados: Los compuestos iónicos tienen puntos de fusión y ebullición altos debido a las fuertes fuerzas electrostáticas de atracción entre los iones. Para que el compuesto se funda o hierva, es necesario proporcionar suficiente energía para superar estas fuerzas. 2. Solubilidad en agua: Muchos compuestos iónicos son solubles en agua debido a la atracción entre los iones y las moléculas de agua. Los iones en el compuesto se disocian en solución acuosa, formando iones libres que pueden moverse y conducir la electricidad. 3. Conductividad eléctrica: Los compuestos iónicos en estado sólido no conducen la electricidad debido a que los iones están rígidamente unidos en una estructura cristalina y no pueden moverse. Sin embargo, cuando se disuelven o se funden, los compuestos iónicos pueden conducir la electricidad, ya que los iones se separan y pueden moverse libremente. 4. Fragilidad: Los compuestos iónicos son generalmente duros y frágiles. Esto se debe a que las fuerzas de atracción entre los iones mantienen la estructura cristalina unida de manera fuerte y rígida. Si se aplica una fuerza externa, los enlaces iónicos pueden romperse y causar la fractura del compuesto. 5. Estructura cristalina: Los compuestos iónicos tienen una estructura cristalina ordenada, en la cual los iones se organizan en una red tridimensional repetitiva. Esta estructura se debe a las fuerzas de atracción electrostáticas entre los iones positivos y negativos, y se refleja en su forma y propiedades físicas. 6. Propiedades ópticas: Algunos compuestos iónicos pueden exhibir propiedades ópticas, como la fluorescencia o la fosforescencia, debido a las interacciones entre los iones y la luz. Estas propiedades pueden ser aprovechadas en aplicaciones como materiales luminiscentes o en la industria de las pantallas. Estas son solo algunas de las propiedades generales de los compuestos iónicos. Es importante tener en cuenta que las propiedades específicas pueden variar según los iones y las condiciones en las que se encuentran los compuestos. Enlace covalente Características del enlace covalente El enlace covalente es un tipo de enlace químico en el cual los átomos comparten electrones para formar una molécula. Aquí están algunas características principales del enlace covalente: 1. Compartición de electrones: En el enlace covalente, los átomos comparten uno o más pares de electrones en su capa de valencia. Esto permite que los átomos alcancen la configuración electrónica estable de octeto, es decir, ocho electrones en su capa externa. 2. Fuerza de enlace: La fuerza del enlace covalente depende de la cantidad de electrones compartidos y de la distancia entre los núcleos atómicos. A medida que aumenta el número de electrones compartidos y disminuye la distancia entre los núcleos, el enlace covalente se vuelve más fuerte. 3. Moléculas: El enlace covalente es responsable de la formación de moléculas, que son conjuntos estables de átomos unidos por enlaces covalentes. Los átomos en una molécula están unidos de manera fuerte y mantienen una estructura estable. 4. Electronegatividad: La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo en un enlace químico. En un enlace covalente polar, los átomos tienen diferentes electronegatividades, lo que resulta en una distribución desigual de electrones y una carga parcial positiva en un átomo y una carga parcial negativa en el otro átomo. 5. Polaridad: La polaridad de un enlace covalente se refiere a la diferencia en la distribución de carga a lo largo del enlace. Un enlace covalente puede ser no polar si los átomos comparten los electrones de manera igualitaria, o polar si hay una distribución desigual de electrones debido a la diferencia en electronegatividad. 6. Geometría molecular: La geometría molecular en el enlace covalente es determinada por los átomos y los pares de electrones alrededor del átomo central. La geometría molecular influye en las propiedades físicas y químicas de una molécula, como su polaridad y su reactividad. 7. Solubilidad: La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua, ya que los enlaces covalentes son fuertes y requieren mucha energía para romperse y permitir que las moléculas se disuelvan en el agua. Estas son algunas de las características principales del enlace covalente. Es importante tener en cuenta que existen diferentes tipos de enlaces covalentes, como enlaces covalentes simples, dobles y triples, así como enlaces covalentes coordinados. Cada tipo de enlace covalente tiene sus propias características y propiedades. o Tipos de enlace covalente: sencillo o simple, doble o triple. Cómo varía la longitud de enlace y la fortaleza del enlace entre dos átomos según su enlace sea sencillo, doble o triple. Los enlaces covalentes se clasifican en tres tipos principales: enlace covalente simple, enlace covalente doble y enlace covalente triple. Estos tipos difieren en la cantidad de electrones compartidos entre los átomos y en la fuerza del enlace resultante. A continuación se describen las características de cada tipo de enlace covalente: 1. Enlace covalente simple: En este tipo de enlace, dos átomos comparten un par de electrones. Es el tipo más común de enlace covalente. Ejemplos de enlaces covalentes simples incluyen la molécula de hidrógeno (H2) y la molécula de cloro (C12). En un enlace covalente simple, la longitud del enlace y la fuerza del enlace son menores en comparación con los enlaces covalentes múltiples. 2. Enlace covalente doble: En este tipo de enlace, dos átomos comparten dos pares de electrones. Se forma cuando los átomos necesitan compartir más electrones para alcanzar la estabilidad electrónica. Ejemplos de enlaces covalentes dobles incluyen la molécula de oxígeno (O₂) y la molécula de dióxido de carbono (CO₂). En un enlace covalente doble, la longitud del enlace es más corta y la fuerza del enlace es mayor en comparación con un enlace covalente simple. 3. Enlace covalente triple: En este tipo de enlace, dos átomos comparten tres pares de electrones. Se forma cuando los átomos requieren compartir aún más electrones para alcanzar la estabilidad electrónica. El ejemplo más común de un enlace covalente triple es el enlace en la molécula de nitrógeno (N₂). En un enlace covalente triple, la longitud del enlace es aún más corta y la fuerza del enlace es aún mayor en comparación con un enlace covalente doble. En general, a medida que aumenta el número de enlaces covalentes entre dos átomos (de simple a doble a triple), la longitud del enlace disminuye y la fuerza del enlace aumenta. Esto se debe a que los electrones adicionales compartidos en enlaces covalentes múltiples generan una mayor atracción entre los núcleos atómicos y resultan en una mayor estabilidad y una fuerza de enlace más fuerte. Es importante tener en cuenta que existen excepciones a esta tendencia general debido a otros factores, como la electronegatividad de los átomos y la influencia de las interacciones electrónicas en las moléculas. Sin embargo, en la mayoría de los casos, se observa una relación inversa entre la longitud del enlace y la fuerza del enlace en los enlaces covalentes. Enlace covalente coordinado o dativo: qué es, cuando ocurre, ejemplos. El enlace covalente coordinado, también conocido como enlace dativo o enlace de coordinación, es un tipo especial de enlace covalente en el cual ambos electrones compartidos provienen del mismo átomo. En este tipo de enlace, uno de los átomos proporciona ambos electrones del par de enlace, mientras que el otro átomo acepta estos electrones. Este tipo de enlace ocurre cuando un átomo dona un par de electrones a otro átomo que necesita completar su octeto o alcanzar una mayor estabilidad electrónica. El átomo donante actúa como un donante de pares electrónicos, mientras que el átomo aceptor actúa como un aceptor de pares electrónicos. Un ejemplo común de enlace covalente coordinado es la formación del ion amonio (NH4+). En este caso, el átomo de nitrógeno dona un par de electrones para formar un enlace coordinado con cada uno de los átomos de hidrógeno, completando así su octeto. El ion amonio resultante tiene una carga positiva y se estabiliza gracias al enlace covalente coordinado. Otro ejemplo es la formación del ion complejo tetraaminocobre(II) (Cu(NH3)4²+). Aquí, el átomo de cobre (Cu) dona un par de electrones a cada uno de los cuatro átomos de nitrógeno en las moléculas de amoníaco (NH3³), formando así enlaces covalentes coordinados. El ion resultante tiene una carga positiva y se estabiliza gracias a la formación de estos enlaces coordinados. En resumen, el enlace covalente coordinado ocurre cuando un átomo dona ambos electrones del par de enlace a otro átomo que necesita esos electrones para completar su octeto. Este tipo de enlace desempeña un papel importante en la formación de complejos metálicos y en la estabilidad de iones y moléculas en química. Resonancia: qué es. Saber obtener las estructuras resonantes de una molécula. La resonancia en química se refiere a la descripción de una molécula o ion mediante múltiples estructuras de Lewis equivalentes, en lugar de una única estructura. En otras palabras, la molécula no se puede representar completamente por una sola estructura de Lewis, sino que existe una combinación de estructuras que contribuyen a la descripción real de la molécula. La resonancia ocurre cuando una molécula tiene enlaces múltiples o carga formal en diferentes posiciones que se pueden distribuir de diferentes maneras. Para determinar las estructuras resonantes de una molécula, se siguen los siguientes pasos: 1. Identificar los átomos centrales y los átomos de enlace en la molécula. 2. Dibujar una estructura de Lewis inicial que cumpla con la regla del octeto para todos los átomos, asignando pares de electrones compartidos y no compartidos. 3. Identificar los átomos que pueden tener más de un lugar donde colocar electrones. 4. Mover un par de electrones de un átomo a otro para formar enlaces múltiples o cargas formales alternativas. 5. Dibujar una nueva estructura de Lewis con la nueva distribución de electrones. 6. Repetir los pasos 4 y 5 hasta que se hayan agotado todas las posibles distribuciones de electrones. Es importante tener en cuenta que las estructuras resonantes solo difieren en la posición de los electrones, no en la posición de los átomos. Además, las estructuras resonantes deben ser equivalentes, es decir, deben tener la misma disposición de átomos y el mismo número total de electrones. Una vez que se han generado todas las estructuras resonantes posibles, se puede representar la molécula mediante una combinación de estas estructuras, utilizando una flecha curva doble para indicar la resonancia entre ellas. La verdadera descripción de la molécula es una combinación o superposición de todas las estructuras resonantes, conocida como forma resonante. La resonancia es importante porque influye en las propiedades físicas y químicas de las moléculas, como la estabilidad, la reactividad y las propiedades ópticas. Además, las estructuras resonantes ayudan a explicar la delocalización de electrones en las moléculas y la estabilidad de ciertos compuestos. Estructura de Lewis: qué son, saber escribirlas, tanto de moléculas sencillas como más complejas. Recordar las excepciones a la regla del octeto. La estructura de Lewis es una representación gráfica que muestra los electrones de valencia de los átomos en una molécula o en un ion. Estas estructuras se utilizan para entender la distribución de los electrones, los enlaces químicos y las cargas formales en una molécula. Para escribir una estructura de Lewis, se siguen los siguientes pasos: 1. Calcular el número total de electrones de valencia de todos los átomos presentes en la molécula. Los electrones de valencia son los electrones en la capa de mayor energía del átomo y determinan la reactividad química. 2. Identificar el átomo central en la molécula. En moléculas simples, generalmente el átomo central es el menos electronegativo. En moléculas más complejas, el átomo central puede ser aquel que forma el mayor número de enlaces. 3. Colocar los átomos en la estructura de Lewis, unidos por pares de electrones (enlaces covalentes). El átomo central generalmente forma enlaces con los átomos periféricos. 4. Distribuir los electrones restantes alrededor de los átomos para completar el octeto de cada átomo, excepto para el hidrógeno, que solo necesita 2 electrones para completar su capa de valencia. 5. Verificar si todos los átomos tienen un octeto completo. Si aún hay electrones disponibles, deben colocarse como pares solitarios alrededor de los átomos. Es importante tener en cuenta algunas excepciones a la regla del octeto: 1. Átomos que pueden tener más de 8 electrones en su capa de valencia: Algunos átomos de elementos del tercer periodo o superiores (como fósforo, azufre o cloro) pueden expandir su octeto y tener más de 8 electrones en la capa de valencia. 2. Átomos que pueden tener menos de 8 electrones en su capa de valencia: Algunos elementos como hidrógeno, berilio y boro pueden tener menos de 8 electrones en su capa de valencia. Estos elementos pueden formar compuestos estables con menos electrones. Es importante recordar que la estructura de Lewis es una representación simplificada de la distribución electrónica y no siempre refleja la verdadera naturaleza del enlace químico. Además, en moléculas más complejas, se pueden presentar estructuras de resonancia, como se mencionó anteriormente, lo que implica múltiples estructuras de Lewis que contribuyen a la descripción real de la molécula. Parámetros de enlace: longitud, orden, energía, ángulo. Saber a qué se refiere cada uno. Los parámetros de enlace son medidas o características asociadas a los enlaces químicos entre átomos en una molécula. Estos parámetros proporcionan información sobre la fuerza, la longitud y la geometría del enlace. Los principales parámetros de enlace son los siguientes: 1. Longitud de enlace: Es la distancia entre los núcleos de dos átomos unidos por un enlace químico. Se mide en unidades de longitud, como el ángstrom (Å) o el picómetro (pm). La longitud de enlace está relacionada con el tamaño de los átomos y la fuerza del enlace. En general, a medida que aumenta el número de enlaces entre dos átomos, la longitud de enlace disminuye. 2. Orden de enlace: Es una medida de la cantidad de enlaces químicos entre dos átomos. Puede ser un enlace sencillo (orden de enlace 1), un enlace doble (orden de enlace 2) o un enlace triple (orden de enlace 3). El orden de enlace está relacionado con la fuerza del enlace y la longitud de enlace. A medida que aumenta el orden de enlace, la longitud de enlace disminuye y la fuerza del enlace aumenta. 3. Energía de enlace: Es la energía necesaria para romper un enlace químico y separar los átomos. Se expresa en unidades de energía, como el kilojulio por mol (kJ/mol) o el electrón voltio (eV). La energía de enlace está relacionada con la fuerza del enlace. Cuanto mayor sea la energía de enlace, más fuerte será el enlace y más difícil será romperlo. 4. Ángulo de enlace: Es el ángulo formado por tres átomos adyacentes en una molécula. Se mide en grados y puede variar dependiendo de la geometría molecular. Los ángulos de enlace son determinados por la repulsión entre los pares de electrones alrededor del átomo central. Los ángulos de enlace más comunes son 90° (en enlaces dobles y triples), 109.5° (en moléculas tetraédricas) y 120° (en moléculas planas trigonales). Estos parámetros de enlace son importantes para comprender la estructura y las propiedades de las moléculas. Proporcionan información sobre la fuerza y estabilidad de los enlaces, así como la forma y la geometría de las moléculas. Los parámetros de enlace se pueden determinar experimentalmente mediante técnicas como la espectroscopia, la difracción de rayos X y la teoría de la función de onda. - Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la capa de Valencia (RPECV) La Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la capa de Valencia (RPECV) es una teoría utilizada para predecir la geometría molecular de las moléculas. Esta teoría se basa en la premisa de que los pares de electrones en la capa de valencia alrededor del átomo central de una molécula se repelen entre sí y buscan una disposición espacial que minimice las repulsiones electrón-electrón. Según la RPECV, los pares de electrones en la capa de valencia de un átomo pueden ser de dos tipos: 1. Pares de electrones enlazantes: Son los pares de electrones que participan en la formación de enlaces covalentes. Estos pares de electrones se localizan entre dos átomos y generan una fuerza atractiva que mantiene unidos a los átomos. 2. Pares de electrones no enlazantes o pares solitarios: Son los pares de electrones que no participan en la formación de enlaces y se encuentran alrededor del átomo central. Estos pares de electrones ejercen una repulsión más fuerte que los pares de electrones enlazantes debido a su carga no compensada. La RPECV establece las siguientes premisas: 1. Los pares de electrones enlazantes y los pares de electrones no enlazantes se repelen entre sí. 2. La repulsión entre pares de electrones sigue un orden de prioridad: los pares de electrones no enlazantes generan una repulsión más fuerte que los pares de electrones enlazantes. 3. La geometría molecular se determina por la disposición de los pares de electrones alrededor del átomo central, minimizando las repulsiones electrón-electrón. Utilizando la RPECV, es posible predecir la geometría molecular de una molécula en función del número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes alrededor del átomo central. Algunas de las geometrías más comunes predichas por la RPECV son lineal, trigonal plana, tetraédrica, trigonal piramidal, angular, entre otras. Es importante tener en cuenta que la RPECV es una teoría simplificada y no tiene en cuenta otros factores como la hibridación de orbitales, la existencia de enlaces múltiples o la repulsión de los átomos y los electrones de la capa interna. Sin embargo, la RPECV proporciona una descripción útil y aproximada de la geometría molecular en muchas moléculas. Qué es la geometría de una molécula La geometría molecular en el contexto de la Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la capa de Valencia (RPECV) se refiere a la disposición espacial de los átomos en una molécula. Esta geometría está determinada por la distribución de los pares de electrones enlazantes y no enlazantes alrededor del átomo central. La RPECV establece que los pares de electrones en la capa de valencia alrededor del átomo central se repelen entre sí y buscan una disposición espacial que minimice las repulsiones electrón-electrón. Basándose en esta premisa, se pueden determinar diferentes geometrías moleculares. Algunas de las geometrías moleculares más comunes predichas por la RPECV son las siguientes: 1. Geometría lineal: Ocurre cuando hay dos pares de electrones alrededor del átomo central y no hay pares de electrones no enlazantes. Los átomos están alineados en una línea recta formando un ángulo de 180 grados. 2. Geometría trigonal plana: Ocurre cuando hay tres pares de electrones alrededor del átomo central, todos ellos enlazantes. Los átomos forman un plano triangular. 3. Geometría tetraédrica: Ocurre cuando hay cuatro pares de electrones alrededor del átomo central, todos ellos enlazantes. Los átomos forman una estructura tetraédrica con los enlaces apuntando hacia las esquinas del tetraedro. 4. Geometría trigonal piramidal: Ocurre cuando hay cuatro pares de electrones alrededor del átomo central, tres de ellos enlazantes y uno no enlazante. Los átomos forman una pirámide triangular con el par de electrones no enlazante en la posición más alta. 5. Geometría angular: Ocurre cuando hay dos pares de electrones enlazantes y un par de electrones no enlazante alrededor del átomo central. Los átomos forman una estructura angular con un ángulo menor a 109'5 grados. Estos son solo algunos ejemplos de las geometrías moleculares que se pueden predecir utilizando la RPECV. Es importante tener en cuenta que la geometría molecular determina las propiedades físicas y químicas de una molécula, incluyendo la polaridad, la reactividad y la forma en la que interactúa con otras moléculas. • Postulados de este modelo La Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la capa de Valencia (RPECV) se basa en los siguientes postulados: 1. Los electrones en la capa de valencia alrededor de un átomo central determinan la geometría de una molécula. Estos electrones pueden ser pares de electrones enlazantes (compartidos en un enlace covalente) o pares de electrones no enlazantes (pares solitarios que no participan en enlaces). 2. Los pares de electrones, ya sean enlazantes o no enlazantes, se repelen entre sí debido a la carga negativa que poseen. Esta repulsión electrón-electrón influye en la disposición espacial de los átomos en una molécula. 3. La repulsión entre los pares de electrones sigue un orden de prioridad. Los pares de electrones no enlazantes generan una repulsión más fuerte que los pares de electrones enlazantes. Además, la repulsión entre los pares de electrones no enlazantes es mayor cuando estos se encuentran más cerca entre sí. 4. La geometría molecular adoptada por una molécula es aquella que minimiza las repulsiones electrón-electrón y maximiza las distancias entre los pares de electrones. Esto se logra mediante la adopción de una disposición espacial en la que los ángulos entre los enlaces y las distancias entre los átomos sean óptimas. Estos postulados de la RPECV proporcionan una base teórica para predecir la geometría molecular de las moléculas. Al considerar la repulsión de los pares de electrones y la búsqueda de una configuración espacial óptima, se pueden determinar las estructuras moleculares y predecir las propiedades físicas y químicas asociadas a ellas. Saber predecir la geometría de las moléculas cuyo átomo central carece de pares de electrones solitarios y de las moléculas cuyo átomo central tiene pares de electrones solitarios Para predecir la geometría de las moléculas utilizando la Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la capa de Valencia (RPECV), se deben seguir los siguientes pasos: Moléculas sin pares de electrones solitarios en el átomo central: 1. Determina la cantidad de enlaces covalentes formados por el átomo central. Esto te dará una idea del número de pares de electrones enlazantes alrededor del átomo central. 2. Utilizando la regla del octeto, distribuye los electrones enlazantes alrededor del átomo central, colocando un par de electrones en cada enlace. 3. Determina la geometría molecular utilizando el modelo de geometría correspondiente al número de pares de electrones enlazantes. Algunas geometrías comunes incluyen lineal (2 pares de electrones enlazantes), trigonal plana (3 pares de electrones enlazantes) y tetraédrica (4 pares de electrones enlazantes). Moléculas con pares de electrones solitarios en el átomo central: 1. Determina la cantidad de enlaces covalentes formados por el átomo central. Esto te dará una idea del número de pares de electrones enlazantes alrededor del átomo central. 2. Identifica los pares de electrones solitarios en el átomo central. 3. Utilizando la regla del octeto, distribuye los electrones enlazantes alrededor del átomo central, colocando un par de electrones en cada enlace. Los pares de electrones solitarios se colocarán en posiciones espaciales donde haya la menor repulsión posible con los pares de electrones enlazantes. 4. Determina la geometría molecular utilizando el modelo de geometría correspondiente al número total de pares de electrones (enlazantes más solitarios) alrededor del átomo central. Algunas geometrías comunes incluyen trigonal plana (3 pares de electrones), trigonal piramidal (3 pares de electrones con un par solitario) y angular (2 pares de electrones con dos pares solitarios). Es importante tener en cuenta que estos pasos son una guía general y que en algunos casos pueden existir excepciones a la regla del octeto o casos más complejos donde se requiere considerar la hibridación de orbitales para determinar la geometría con mayor precisión. Polaridad en un enlace covalente. Qué es. Qué magnitud la mide La polaridad en un enlace covalente se refiere a la distribución desigual de carga eléctrica entre los átomos que forman el enlace. Esto ocurre cuando los átomos que forman el enlace tienen electronegatividades diferentes, lo que genera una atracción desigual de los electrones compartidos. La magnitud que mide la polaridad de un enlace covalente es la diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en el enlace. La electronegatividad es una propiedad de los átomos que indica su capacidad de atraer electrones hacia sí mismos en un enlace químico. La escala de electronegatividad más comúnmente utilizada es la escala de Pauling, donde el flúor tiene el valor más alto de electronegatividad (4.0) y el hidrógeno tiene un valor de referencia de 2.1. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre dos átomos, mayor será la polaridad del enlace covalente. Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos es pequeña (menos de 0.5), el enlace se considera no polar, lo que significa que los electrones se comparten de manera casi igualitaria. En estos casos, la molécula es eléctricamente neutra. Sin embargo, cuando la diferencia de electronegatividad es moderada (entre 0.5 y 1.7), el enlace se considera polar y los electrones tienden a pasar más tiempo cerca del átomo más electronegativo. Esto genera una distribución desigual de carga y crea polos positivos y negativos en la molécula. La molécula se vuelve polar y puede mostrar propiedades como la formación de dipolos eléctricos y la capacidad de disolverse en solventes polares. Es importante destacar que la polaridad de un enlace covalente también puede influir en la polaridad de una molécula, dependiendo de la disposición espacial de los enlaces y las cargas parciales en los átomos. Polaridad de las moléculas (cómo se obtiene, influencia de la geometría) La polaridad de una molécula se determina mediante la consideración de la polaridad de los enlaces individuales y la geometría molecular. A continuación se describe cómo se obtiene la polaridad de una molécula y cómo la geometría molecular puede influir en esta propiedad: 1. Determinación de la polaridad de los enlaces: Para determinar la polaridad de un enlace covalente, se compara la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace. Si la diferencia de electronegatividad es alta, el enlace será polar, lo que significa que uno de los átomos atrae más fuertemente los electrones compartidos y adquiere una carga parcial negativa, mientras que el otro átomo tendrá una carga parcial positiva. Si la diferencia de electronegatividad es baja o inexistente, el enlace será no polar. 2. Influencia de la geometría molecular: La geometría molecular también puede influir en la polaridad de una molécula. Si una molécula tiene enlaces polares pero tiene una simetría geométrica tal que las cargas parciales se cancelan entre sí, la molécula será no polar en general. Esto ocurre en moléculas con geometría lineal o geometría simétrica. Por otro lado, si una molécula tiene enlaces polares y una distribución asimétrica de las cargas parciales, la molécula será polar. Esto puede ocurrir en moléculas con geometrías como trigonal plana, trigonal piramidal, angular, tetraédrica, entre otras. En estos casos, la presencia de un átomo central con pares de electrones no enlazantes o una mayor electronegatividad de uno de los átomos puede influir en la polaridad de la molécula. Es importante destacar que la polaridad de una molécula tiene implicaciones en sus propiedades físicas y químicas. Las moléculas polares tienden a tener puntos de ebullición más altos, son solubles en solventes polares y pueden interactuar con otras moléculas polares a través de fuerzas de atracción intermoleculares, como puentes de hidrógeno. Las moléculas no polares, en cambio, tienden a tener puntos de ebullición más bajos y son menos solubles en solventes polares. En resumen, la polaridad de una molécula se determina por la polaridad de los enlaces individuales y la geometría molecular. Ambos factores deben considerarse para obtener una descripción precisa de la polaridad de una molécula y comprender cómo esta propiedad afecta su comportamiento químico y físico. Teoría del enlace de valencia (TEV): qué dice, tipos de solapamientos (enlace) La Teoría del Enlace de Valencia (TEV) es una teoría que describe la formación de enlaces químicos en términos de solapamientos o superposiciones de orbitales atómicos. Esta teoría se basa en el concepto de que los electrones de valencia de los átomos participantes en un enlace se encuentran en orbitales atómicos que se superponen entre sí, lo que resulta en la formación de un enlace covalente. En la TEV, se considera que los átomos comparten electrones a través de los solapamientos de sus orbitales atómicos de valencia. Los solapamientos pueden ser de diferentes tipos: 1. Solapamiento de orbital sigma (o): Se produce cuando los orbitales atómicos se superponen directamente a lo largo del eje de enlace. Este tipo de solapamiento es característico de los enlaces sencillos y enlaces sigma de enlaces múltiples (como los enlaces dobles y triples). 2. Solapamiento de orbital pi (í): Se produce cuando dos orbitales p se superponen lateralmente, formando una nube de electrones por encima y por debajo del eje de enlace. Este tipo de solapamiento es característico de los enlaces dobles y triples. Además de los solapamientos sigma y pi, también existen otros solapamientos menos comunes, como el solapamiento delta (8) y el solapamiento phi (ô), que se producen en sistemas más complejos o en compuestos orgánicos. La TEV proporciona una explicación de la naturaleza del enlace químico en términos de superposiciones de orbitales y la compartición de electrones entre átomos. Esta teoría permite predecir la geometría molecular, la polaridad de los enlaces y otras propiedades relacionadas con la formación de enlaces covalentes. Es importante destacar que la TEV es una de las teorías más utilizadas para describir los enlaces químicos, pero no es la única. Otras teorías, como la Teoría de los Orbitales Moleculares (TOM), también son utilizadas para explicar la formación de enlaces y propiedades moleculares. • Teoría de la hibridación de los orbitales atómicos: qué dice, saber explicar y aplicar en moléculas las hibridaciones sp, sp² y sp³ La Teoría de la Hibridación de los Orbitales Atómicos es una teoría que explica la formación de enlaces químicos y la geometría molecular a través de la mezcla de los orbitales atómicos de un átomo para formar nuevos orbitales híbridos. Esta teoría es especialmente útil para explicar la geometría y los enlaces en moléculas orgánicas. La hibridación de los orbitales atómicos ocurre cuando los orbitales atómicos de un átomo se combinan linealmente para formar nuevos orbitales híbridos que tienen características diferentes a los orbitales originales. La hibridación más comúnmente observada en moléculas orgánicas son las hibridaciones sp, sp² y sp³. 1. Hibridación sp: En la hibridación sp, un orbital s y un orbital p se combinan linealmente para formar dos orbitales híbridos sp. Estos orbitales híbridos tienen una forma lineal y están dirigidos en direcciones opuestas a lo largo de un eje. Ejemplos de moléculas con hibridación sp son el acetileno (C₂H₂) y el carbono en el ion cianuro (CN-). 2. Hibridación sp²: En la hibridación sp², un orbital s y dos orbitales p se combinan linealmente para formar tres orbitales híbridos sp². Estos orbitales híbridos forman un plano trigonal, con un ángulo de 120 grados entre ellos. Ejemplos de moléculas con hibridación sp² son el eteno (C₂H4) y el benceno (C6H6). 3. Hibridación sp³: En la hibridación sp³, un orbital s y tres orbitales p se combinan linealmente para formar cuatro orbitales híbridos sp³. Estos orbitales híbridos están espacialmente dispuestos en forma de un tetraedro, con un ángulo de enlace de aproximadamente 109.5 grados. Ejemplos de moléculas con hibridación sp³ son el metano (CH4) y el agua (H₂O). En resumen, la teoría de la hibridación de los orbitales atómicos nos permite entender cómo los orbitales atómicos se reorganizan para formar nuevos orbitales híbridos que se utilizan en la formación de enlaces y en la determinación de la geometría molecular. Las hibridaciones sp, sp² y sp³ son ejemplos comunes de hibridación que se observan en moléculas orgánicas y juegan un papel importante en la determinación de la geometría y las propiedades químicas de dichas moléculas. - Fuerzas intermoleculares: qué son, tipos, enlace por puente de hidrógeno Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción que actúan entre moléculas y determinan muchas propiedades físicas y químicas de las sustancias. Estas fuerzas son más débiles que los enlaces químicos intramoleculares, pero aún así desempeñan un papel crucial en la estabilidad y el comportamiento de las sustancias. Existen varios tipos de fuerzas intermoleculares, entre las que se incluyen: 1. Fuerzas de dispersión de London: También conocidas como fuerzas de Van der Waals, estas son las fuerzas intermoleculares más débiles y se producen debido a las fluctuaciones temporales en la distribución electrónica de las moléculas. Aunque son débiles, estas fuerzas están presentes en todas las moléculas y contribuyen a las propiedades físicas, como los puntos de ebullición y fusión. 2. Enlace por puente de hidrógeno: Es una fuerza intermolecular especial y más fuerte que las fuerzas de dispersión de London. Se produce cuando un átomo de hidrógeno está unido a un átomo altamente electronegativo (como el oxígeno, el nitrógeno o el flúor) y se forma un enlace con otro átomo electronegativo en una molécula diferente. Este enlace es responsable de las propiedades únicas del agua, como su alta capacidad calorífica y su tensión superficial. 3. Fuerzas dipolo-dipolo: Estas fuerzas ocurren entre moléculas que tienen un dipolo permanente debido a una diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman la molécula. Los dipolos positivos y negativos se atraen entre sí, lo que resulta en fuerzas de atracción. Estas fuerzas son más fuertes que las fuerzas de dispersión de London pero más débiles que el enlace por puente de hidrógeno. 4. Fuerzas ion-dipolo: Se producen entre un ion y una molécula polar. El ion atrae a las cargas parciales opuestas en la molécula polar, lo que resulta en una fuerza de atracción. Estas fuerzas son especialmente importantes en disoluciones de sales en agua. En cuanto al enlace por puente de hidrógeno, se trata de una forma especial de interacción dipolo-dipolo en la que un átomo de hidrógeno unido a un átomo altamente electronegativo (como el oxígeno, el nitrógeno o el flúor) establece un enlace electrostático con otro átomo electronegativo en una molécula vecina. Este enlace es relativamente fuerte y tiene propiedades similares a los enlaces covalentes. El enlace por puente de hidrógeno es responsable de muchas propiedades únicas de ciertas sustancias, como la alta solubilidad en agua de los compuestos con grupos hidroxilo (-OH) y las propiedades estructurales del ADN y las proteínas. Propiedades de las sustancias unidas por enlace covalente: Propiedades de las sustancias atómicas Las sustancias atómicas son aquellas que están formadas por átomos individuales en lugar de moléculas. Algunas propiedades características de las sustancias atómicas son las siguientes: 1. Punto de fusión y ebullición: Las sustancias atómicas suelen tener puntos de fusión y ebullición relativamente altos debido a las fuerzas de atracción interatómicas más fuertes. Esto se debe a que los átomos están unidos por enlaces metálicos o enlaces covalentes fuertes. 2. Dureza: Las sustancias atómicas pueden ser muy duras debido a las fuerzas de enlace fuertes entre los átomos. Ejemplos de sustancias atómicas duras son los metales y las cerámicas. 3. Conductividad eléctrica: Los metales son buenos conductores de la electricidad debido a la presencia de electrones libres en la estructura de la red cristalina. Estos electrones pueden moverse libremente a través del material, permitiendo la conducción de la electricidad. 4. Maleabilidad y ductilidad: Los metales son maleables y ductiles, lo que significa que pueden ser deformados y moldeados en diferentes formas sin romperse. Esto se debe a la capacidad de los átomos metálicos para deslizarse unos sobre otros sin perder la cohesión de la estructura cristalina. 5. Brillo metálico: Los metales tienen un brillo metálico característico debido a la capacidad de los electrones libres para absorber y reemitir la luz en una amplia gama de longitudes de onda. 6. Solubilidad: Algunos elementos atómicos pueden ser solubles en ciertos disolventes. Por ejemplo, los metales alcalinos como el sodio y el potasio son solubles en agua. Es importante tener en cuenta que estas propiedades pueden variar dependiendo del tipo de enlace presente en la sustancia atómica, ya sea un enlace metálico, enlace covalente o enlace iónico. Además, es posible encontrar sustancias atómicas con propiedades particulares, como el grafito, que tiene una estructura laminar y puede conducir electricidad en una dirección pero no en la otra. Propiedades de las sustancias moleculares Las sustancias moleculares son aquellas que están formadas por moléculas, que a su vez están compuestas por átomos unidos mediante enlaces covalentes. Algunas propiedades características de las sustancias moleculares son las siguientes: 1. Punto de fusión y ebullición: Las sustancias moleculares tienen puntos de fusión y ebullición más bajos en comparación con las sustancias atómicas. Esto se debe a que los enlaces covalentes entre las moléculas son más débiles que los enlaces interatómicos presentes en las sustancias atómicas. 2. Solubilidad: La solubilidad de las sustancias moleculares depende de su polaridad. Las sustancias polares tienden a ser solubles en disolventes polares, como el agua, mientras que las sustancias no polares son más solubles en disolventes no polares, como los disolventes orgánicos. 3. Conductividad eléctrica: Las sustancias moleculares en estado puro son generalmente malas conductoras de la electricidad. Esto se debe a que los electrones están fuertemente localizados en los enlaces covalentes y no pueden moverse libremente. Sin embargo, algunas sustancias moleculares pueden conducir electricidad en forma de disoluciones acuosas o cuando se disocian en iones. 4. Dureza: Las sustancias moleculares suelen ser menos duras que las sustancias atómicas debido a la presencia de enlaces covalentes más débiles entre las moléculas. 5. Maleabilidad y ductilidad: Las sustancias moleculares son generalmente frágiles y no se pueden moldear fácilmente debido a la debilidad de los enlaces covalentes entre las moléculas. 6. Propiedades ópticas: Algunas sustancias moleculares pueden exhibir propiedades ópticas, como el color y la capacidad de absorber o emitir luz en ciertos rangos de longitud de onda. Esto se debe a la estructura electrónica de las moléculas y a las transiciones de electrones en niveles de energía. Es importante tener en cuenta que estas propiedades pueden variar ampliamente dependiendo de la composición molecular específica, la geometría molecular y los tipos de enlaces presentes en la sustancia molecular. Enlace metálico Modelo del gas de electrones El modelo del gas de electrones es un modelo teórico utilizado para describir el comportamiento de los electrones en un sólido metálico. Según este modelo, los electrones en un metal se consideran como un gas de partículas cargadas negativamente que se encuentran libres para moverse en el material. Las principales características y suposiciones del modelo del gas de electrones son las siguientes: 1. Electrones libres: Los electrones en un metal se consideran libres, lo que significa que no están asociados de manera fija a átomos individuales y pueden moverse a través del material metálico. 2. Distribución uniforme: Se asume que los electrones se distribuyen uniformemente en todo el material metálico, sin una localización específica alrededor de átomos individuales. 3. Interacción electrón-electrón débil: Se asume que la interacción entre los electrones es débil, lo que significa que los electrones no interactúan fuertemente entre sí y pueden moverse independientemente unos de otros. 4. Interacción electrón-ion fuerte: Los electrones interactúan fuertemente con los iones positivos del metal, es decir, los núcleos atómicos cargados positivamente. Estas interacciones electrostáticas entre los electrones y los iones generan la fuerza de enlace en un metal. 5. Energías discretas: Debido a las condiciones de contorno y las interacciones con los iones, los electrones en un metal solo pueden tener ciertos valores discretos de energía, lo que resulta en la formación de niveles de energía. El modelo del gas de electrones es útil para explicar varias propiedades de los metales, como la conductividad eléctrica y térmica, la maleabilidad, la ductilidad y la capacidad de absorber y reflejar la luz. Sin embargo, también tiene limitaciones, ya que no tiene en cuenta la estructura atómica real y las interacciones electrón-electrón más precisas que ocurren en los sólidos. Para describir de manera más precisa las propiedades de los metales, se requieren modelos más avanzados, como la teoría de bandas. - Teoría de bandas La teoría de bandas es un modelo utilizado para describir el comportamiento de los electrones en los sólidos. A diferencia del modelo del gas de electrones, que trata a los electrones como partículas libres, la teoría de bandas tiene en cuenta la estructura cristalina del sólido y las interacciones entre los electrones. La teoría de bandas parte del concepto de que los electrones en un sólido no se encuentran en niveles de energía discretos como en átomos aislados, sino que forman bandas de energía. Estas bandas están formadas por una gran cantidad de niveles de energía muy cercanos entre sí. Las bandas de energía se dividen en dos tipos principales: 1. Banda de valencia: Es la banda de energía más baja y contiene los electrones que están más fuertemente ligados a los átomos del sólido. Los electrones en la banda de valencia no pueden contribuir fácilmente a la conducción eléctrica. 2. Banda de conducción: Es la banda de energía más alta y está separada de la banda de valencia por un espacio de energía llamado brecha de energía o banda prohibida. Los electrones en la banda de conducción tienen energía suficiente para moverse libremente a través del sólido y contribuir a la conducción eléctrica. La brecha de energía puede tener diferentes valores según el tipo de material: Aislantes: Tienen una brecha de energía grande entre la banda de valencia y la banda de conducción, lo que hace que sean malos conductores de la electricidad. Conductores: Tienen una brecha de energía muy pequeña o nula, lo que permite que los electrones se muevan fácilmente entre la banda de valencia y la banda de conducción, lo que resulta en una alta conductividad eléctrica. Semiconductores: Tienen una brecha de energía pequeña pero no nula. Los electrones pueden moverse a la banda de conducción bajo ciertas condiciones, como la aplicación de energía térmica o la adición de impurezas, lo que los hace conducir la electricidad de manera controlada. La teoría de bandas también explica otras propiedades de los sólidos, como la conductividad térmica, la opacidad o transparencia a la luz, y las propiedades ópticas. En resumen, la teoría de bandas proporciona una descripción más completa y precisa del comportamiento de los electrones en los sólidos en comparación con el modelo del gas de electrones. Propiedades de los metales Los metales son un grupo de elementos con propiedades características que los distinguen de otros tipos de materiales. Algunas de las propiedades más destacadas de los metales son las siguientes: 1. Conductividad eléctrica: Los metales son excelentes conductores de electricidad. Esto se debe a la capacidad de los electrones en los metales de moverse libremente a través de la estructura cristalina y transferir la corriente eléctrica. 2. Conductividad térmica: Los metales también son buenos conductores de calor. Los electrones libres en los metales pueden transferir energía térmica de manera eficiente a través de la estructura, lo que permite una rápida conducción del calor. 3. Maleabilidad: Los metales son maleables, lo que significa que pueden ser deformados y moldeados sin romperse. Los átomos en los metales están dispuestos en una estructura cristalina que permite que las capas de átomos se deslicen unas sobre otras cuando se aplica una fuerza, lo que permite la deformación plástica. 4. Ductilidad: Los metales también son ductiles, lo que significa que pueden ser estirados y convertidos en alambres delgados sin romperse. Esto debe a la cidad de los átomos en los metales de deslizarse y reorganizarse en una nueva configuración sin perder la cohesión. 5. Brillo metálico: Los metales tienen un brillo característico llamado brillo metálico. Esto se debe a la capacidad de los electrones libres en la estructura metálica de absorber y reflejar la luz en todas las direcciones, lo que da lugar al brillo característico. 6. Punto de fusión y ebullición altos: Los metales suelen tener puntos de fusión y ebullición relativamente altos en comparación con otros tipos de materiales. Esto se debe a las fuertes fuerzas de enlace metálico entre los átomos. 7. Dureza y resistencia: Los metales pueden ser duros y resistentes, dependiendo de la estructura cristalina y la presencia de impurezas o aleaciones. Algunos metales, como el acero, pueden ser particularmente duros y resistentes, lo que los hace adecuados para aplicaciones donde se requiere fuerza y durabilidad. Estas son solo algunas de las propiedades más destacadas de los metales. Sin embargo, es importante tener en cuenta que no todos los metales tienen exactamente las mismas propiedades, ya que pueden variar según el tipo de metal y las condiciones específicas. cinética química Concepto de velocidad de reacción. La velocidad de reacción es una medida de la rapidez con la que ocurre una reacción química. Se refiere a la velocidad a la cual los reactivos se convierten en productos. En otras palabras, es la tasa de cambio de concentración de los reactivos o la tasa de formación de los productos en función del tiempo. La velocidad de reacción se expresa como la cantidad de sustancia consumida o formada por unidad de tiempo. Puede ser determinada experimentalmente mediante diferentes métodos, como la medición de cambios en la concentración de los reactivos o productos, la observación de cambios de color o la medición de la liberación o absorción de energía. La velocidad de reacción depende de varios factores, que incluyen: 1. Concentración de los reactivos: Aumentar la concentración de los reactivos generalmente aumenta la velocidad de reacción, ya que hay más colisiones efectivas entre las moléculas de los reactivos. 2. Temperatura: Un aumento en la temperatura generalmente acelera la velocidad de reacción, ya que las moléculas tienen más energía cinética y colisionan con mayor frecuencia y energía. 3. Superficie de contacto: Una mayor superficie de contacto entre los reactivos puede aumentar la velocidad de reacción, ya que proporciona más oportunidades de colisión entre las moléculas. 4. Presencia de catalizadores: Los catalizadores son sustancias que aceleran la velocidad de reacción sin consumirse en el proceso. Los catalizadores proporcionan una ruta de reacción alternativa con una menor barrera de energía, lo que aumenta la velocidad de reacción. La velocidad de reacción puede ser influenciada por otros factores, como la presión (en reacciones gaseosas), la radiación, el pH y la presencia de inhibidores (sustancias que disminuyen la velocidad de reacción). Estudiar y comprender la velocidad de reacción es importante para diversos campos, como la industria química, la farmacología y la investigación científica en general. Saber expresar la velocidad de reacción (instantánea) en función de los reactivos y de los productos. Aplicar esta expresión para calcular en la práctica las velocidades de desaparición o aparición de las sustancias que intervienen en una reacción. Unidades de la velocidad de una reacción. La expresión de la velocidad de reacción (instantánea) se basa en la ley de velocidad de la reacción química, que establece cómo cambian las concentraciones de los reactivos y productos con el tiempo. Para una reacción genérica de la forma: aA + bB cC + dD La expresión de la velocidad de reacción instantánea se puede escribir como: V = k[A]m[B]n Donde: - v es la velocidad de reacción instantánea. - k es la constante de velocidad, que depende de la temperatura y de la naturaleza de la reacción. - [A] y [B] son las concentraciones de los reactivos A y B, respectivamente. - my n son los órdenes de reacción con respecto a los reactivos A y B, respectivamente. Los órdenes de reacción m y n pueden ser enteros, fraccionarios o incluso negativos, lo que indica cómo la concentración de un reactivo afecta la velocidad de reacción. Para calcular la velocidad de desaparición o aparición de las sustancias que intervienen en una reacción, se puede utilizar la expresión de la velocidad de reacción y los valores de las concentraciones iniciales de los reactivos y productos. Si conocemos la estequiometría de la reacción, es posible calcular las velocidades de desaparición o aparición de las sustancias específicas en función de la velocidad de reacción y los coeficientes estequiométricos de la reacción. Las unidades de la velocidad de reacción dependen de los órdenes de reacción. Si los órdenes de reacción son adimensionales (por ejemplo, ambos son 1), entonces la velocidad de reacción tendría unidades de concentración por unidad de tiempo, como mol/L·s. Sin embargo, si los órdenes de reacción no son adimensionales, las unidades de la velocidad de reacción pueden variar. Es importante tener en cuenta que la velocidad de reacción es una medida de la rapidez con la que se están consumiendo los reactivos o se están formando los productos en un momento específico. La velocidad de reacción instantánea se refiere a la velocidad en un instante de tiempo particular, mientras que la velocidad de reacción promedio se calcula considerando un intervalo de tiempo más largo. Ecuación de velocidad. La ecuación de la velocidad de una reacción química se refiere a la expresión matemática que relaciona la velocidad de la reacción con las concentraciones de los reactivos. En general, la ecuación de la velocidad de una reacción química se puede expresar de la siguiente manera: V = = K[A]m[B]n Donde: - v es la velocidad de reacción. - k es la constante de velocidad, que depende de la temperatura y de la naturaleza de la reacción. - [A] y [B] son las concentraciones de los reactivos A y B, respectivamente. - my n son los órdenes de reacción con respecto a los reactivos A y B, respectivamente. Los órdenes de reacción (m y n) representan cómo la concentración de un reactivo afecta la velocidad de reacción. Pueden ser enteros, fraccionarios o incluso negativos. Es importante destacar que la ecuación de la velocidad de una reacción química se determina experimentalmente. A través de experimentos, se pueden medir las velocidades de reacción para diferentes concentraciones de reactivos y luego se determinan los valores de los órdenes de reacción (m y n) y la constante de velocidad (k) mediante análisis de los datos experimentales. La ecuación de la velocidad de una reacción química proporciona información sobre cómo la concentración de los reactivos influye en la velocidad de la reacción. Permite predecir cómo cambiará la velocidad de reacción si se modifican las concentraciones de los reactivos y proporciona una base para entender los mecanismos y las tasas de las reacciones químicas. - Factores de los que depende (concentración de los reactivos y constante de velocidad, k). La velocidad de una reacción química depende de varios factores, principalmente de la concentración de los reactivos y de la constante de velocidad (k). A continuación, se detallan los factores que influyen en la velocidad de una reacción química: 1. Concentración de los reactivos: La velocidad de reacción tiende a aumentar a medida que aumenta la concentración de los reactivos. Esto se debe a que una mayor concentración de reactivos proporciona una mayor cantidad de colisiones efectivas entre las moléculas, lo que acelera la velocidad de reacción. 2. Temperatura: A medida que la temperatura aumenta, la velocidad de reacción generalmente también aumenta. Esto se debe a que las moléculas tienen mayor energía cinética a temperaturas más altas, lo que resulta en una mayor frecuencia de colisiones y en colisiones más energéticas, lo que favorece la formación de productos. 3. Presión (en reacciones gaseosas): En el caso de las reacciones gaseosas, el aumento de la presión también puede aumentar la velocidad de reacción. Esto se debe a que un aumento en la presión conduce a un mayor número de colisiones entre las moléculas de gas, lo que aumenta la probabilidad de colisiones efectivas y, por lo tanto, de reacciones. 4. Superficie de contacto (en reacciones de estado sólido): En las reacciones que involucran sustancias en estado sólido, la velocidad de reacción puede aumentar si se aumenta la superficie de contacto entre los reactivos sólidos. Esto se debe a que una mayor superficie de contacto permite una mayor interacción entre las moléculas y una mayor probabilidad de colisiones efectivas. 5. Catalizadores: Los catalizadores son sustancias que aumentan la velocidad de una reacción química sin ser consumidos en el proceso. Los catalizadores pueden aumentar la velocidad de reacción proporcionando una ruta de reacción alternativa con una menor energía de activación, lo que facilita la formación de productos. Estos factores influyen en la velocidad de reacción al afectar la frecuencia y la efectividad de las colisiones entre las moléculas. La constante de velocidad (k) es una propiedad intrínseca de una reacción química específica y depende de la naturaleza de los reactivos y de la temperatura. La constante de velocidad determina qué tan rápido ocurre la reacción para una determinada concentración de reactivos y se puede determinar experimentalmente. Dependencia de k con la temperatura. Ecuación de Arrhenius. La constante de velocidad (k) de una reacción química está directamente relacionada con la temperatura. La dependencia de k con la temperatura se describe mediante la ecuación de Arrhenius, propuesta por Svante Arrhenius en 1889. Esta ecuación establece que la constante de velocidad (k) de una reacción química aumenta exponencialmente con el aumento de la temperatura. La ecuación de Arrhenius se expresa de la siguiente manera: k = A * e(-Ea/RT) Donde: - k es la constante de velocidad. - A es la constante de pre-exponencial o factor de frecuencia, que depende de la naturaleza de la reacción. - Ea es la energía de activación de la reacción, que representa la barrera energética que los reactivos deben superar para convertirse en productos. - R es la constante de los gases ideales (8.314 J/(mol·K)). - T es la temperatura absoluta en Kelvin. La ecuación de Arrhenius muestra que a medida que la temperatura aumenta, el término exponencial e(-Ea/RT) se vuelve más grande, lo que resulta en un aumento en la constante de velocidad (k). Esto significa que a temperaturas más altas, las reacciones químicas ocurren más rápidamente. La ecuación de Arrhenius también indica que la energía de activación (Ea) influye en la velocidad de reacción. Una energía de activación más alta indica una barrera energética más grande y una velocidad de reacción más lenta, mientras que una energía de activación más baja permite una velocidad de reacción más rápida. La ecuación de Arrhenius es una herramienta importante en la cinética química, ya que permite predecir cómo cambiará la velocidad de reacción con cambios en la temperatura. Además, proporciona información sobre la energía requerida para que una reacción ocurra y la sensibilidad de la velocidad de reacción a las variaciones de temperatura. Deducir unidades de k según el orden total de la reacción. Para deducir las unidades de la constante de velocidad (k) según el orden total de la reacción, es necesario conocer el orden de reacción para cada reactivo en la ecuación de velocidad. En una ecuación de velocidad general, se representa como: V = k[A]m[B]n Donde: - v es la velocidad de reacción. - k es la constante de velocidad. - [A] y [B] son las concentraciones de los reactantes A y B, respectivamente. - my n son los órdenes de reacción para A y B, respectivamente. Las unidades de k dependen del orden total de la reacción, que se obtiene sumando los órdenes de reacción individuales (m + n). Si el orden total de la reacción es "p", entonces las unidades de k se determinan de la siguiente manera: - Para un orden total de 0: k tiene unidades de [mol/(L.s)]. - Para un orden total de 1: k tiene unidades de [1/s]. - Para un orden total de 2: k tiene unidades de [L/(mol·s)]. - Para un orden total de 3: k tiene unidades de [L²/(mol².s)]. - Y así sucesivamente, las unidades de k se ajustan según el orden total de la reacción. Es importante tener en cuenta que estas unidades son solo ejemplos generales y pueden variar dependiendo de la ecuación de velocidad específica y las unidades de las concentraciones de los reactantes. En resumen, las unidades de la constante de velocidad (k) se deducen según el orden total de la reacción y pueden variar en función de las unidades de concentración utilizadas en la ecuación de velocidad. - Órdenes parciales de reacción. Orden total de reacción. En cinética química, el orden parcial de reacción se refiere a la relación entre la concentración de un reactivo la velocidad de reacción, considerando que todas las demás concentraciones se mantienen constantes. El orden parcial se determina experimentalmente y puede ser un número entero, fraccionario o incluso cero. Por otro lado, el orden total de reacción se refiere a la suma de los órdenes parciales de reacción de todos los reactivos en la ecuación de velocidad. Es decir, es la suma de los exponentes en la ecuación de velocidad que relaciona las concentraciones de los reactivos con la velocidad de reacción. Por ejemplo, consideremos la siguiente ecuación de velocidad genérica para una reacción química: v = K[A]m[B]n V= En esta ecuación, [A] y [B] representan las concentraciones de los reactivos A y B, respectivamente, y m y n son los órdenes parciales de reacción para A y B. El orden total de reacción es la suma de los órdenes parciales, es decir, el orden total es m + n. Es importante destacar que los órdenes parciales de reacción y el orden total de reacción no están necesariamente relacionados con los coeficientes estequiométricos de una ecuación química balanceada. Los órdenes parciales y el orden total son determinados experimentalmente a través de estudios de cinética química, donde se varían las concentraciones de los reactivos y se mide la velocidad de reacción correspondiente. Conocer los órdenes parciales de reacción y el orden total de reacción es crucial para entender la velocidad de una reacción química y puede proporcionar información sobre el mecanismo de acción y la dependencia de la velocidad con respecto a los reactivos. Resolución de problemas de obtención de la ecuación de velocidad a partir de datos de velocidades y concentraciones iniciales. Para resolver problemas de obtención de la ecuación de velocidad a partir de datos de velocidades y concentraciones iniciales, se pueden seguir los siguientes pasos: 1. Analizar los datos: Se deben revisar los datos proporcionados, que generalmente incluyen las concentraciones iniciales de los reactivos y las velocidades de reacción correspondientes. Es importante asegurarse de que los datos estén correctamente registrados y que se correspondan con el mismo experimento. 2. Determinar el orden de reacción: El orden de reacción para cada reactivo se puede obtener comparando las velocidades de reacción en diferentes experimentos, manteniendo constante la concentración de los demás reactivos. Si la velocidad de reacción se duplica al duplicar la concentración de un reactivo, se considera un orden de reacción de 1. Si se cuadruplica, se considera un orden de reacción de 2, y así sucesivamente. El orden de reacción puede ser fraccionario o incluso cero en algunos casos. 3. Escribir la ecuación de velocidad: Una vez que se han determinado los órdenes de reacción para cada reactivo, se puede escribir la ecuación de velocidad. La ecuación de velocidad se obtiene utilizando las concentraciones de los reactivos elevadas a sus órdenes de reacción respectivos. Por ejemplo, si se tiene un orden de reacción de 2 para el reactivo A y un orden de reacción de 1 para el reactivo B, la ecuación de velocidad sería v = K[A]^2[B]. 4. Determinar la constante de velocidad (k): Para determinar la constante de velocidad, se debe utilizar una de las velocidades de reacción proporcionadas junto con las concentraciones iniciales de los reactivos correspondientes en la ecuación de velocidad. Despejando la constante de velocidad (k), se puede calcular su valor. Es importante tener en cuenta que estos pasos son una guía general y la resolución de problemas de obtención de la ecuación de velocidad puede variar dependiendo de los datos específicos proporcionados y las condiciones de la reacción. Es fundamental comprender los conceptos de cinética química y la relación entre las concentraciones de los reactivos y las velocidades de reacción para resolver eficazmente este tipo de problemas. Teoría de las colisiones. La teoría de las colisiones es una teoría cinética que explica la velocidad y la naturaleza de las reacciones químicas en términos de colisiones entre moléculas. Fue desarrollada por Max Trautz y William Lewis en 1916 y posteriormente ampliada por otros científicos. Según la teoría de las colisiones, para que ocurra una reacción química, las moléculas deben colisionar entre sí con la energía cinética suficiente y en una orientación favorable. Esta teoría se basa en los siguientes postulados: 1. Colisiones efectivas: No todas las colisiones entre moléculas resultan en una reacción química. Solo las colisiones que ocurren con una energía cinética igual o superior a la energía de activación y en una orientación favorable se consideran colisiones efectivas que pueden llevar a la formación de productos. 2. Energía de activación: La energía de activación es la energía mínima requerida para romper los enlaces de los reactivos y formar los nuevos enlaces de los productos. Solo cuando la energía cinética de la colisión es igual o superior a la energía de activación, la colisión puede llevar a la formación de productos. 3. Orientación favorable: Además de la energía suficiente, las moléculas deben colisionar en una orientación favorable para que los átomos adecuados puedan interactuar y formar nuevos enlaces. Si la colisión ocurre en una orientación incorrecta, es menos probable que conduzca a una reacción química. La teoría de las colisiones proporciona una explicación intuitiva de la velocidad de las reacciones químicas y los factores que influyen en ella, como la concentración de los reactivos, la temperatura y la presencia de catalizadores. Según esta teoría, un aumento en la concentración de los reactivos aumenta la frecuencia de las colisiones, lo que a su vez aumenta la velocidad de reacción. Del mismo modo, un aumento en la temperatura aumenta la energía cinética promedio de las moléculas, lo que aumenta la probabilidad de colisiones efectivas y, por lo tanto, la velocidad de reacción. La teoría de las colisiones es una herramienta fundamental en la cinética química y ha sido utilizada para comprender y predecir el comportamiento de una amplia variedad de reacciones químicas en diversos campos científicos y aplicaciones tecnológicas. Teoría del estado de transición o del complejo activado La teoría de las colisiones es una teoría cinética que explica la velocidad y la naturaleza de las reacciones químicas en términos de colisiones entre moléculas. Fue desarrollada por Max Trautz y William Lewis en 1916 y posteriormente ampliada por otros científicos. Según la teoría de las colisiones, para que ocurra una reacción química, las moléculas deben colisionar entre sí con la energía cinética suficiente y en una orientación favorable. Esta teoría se basa en los siguientes postulados: 1. Colisiones efectivas: No todas las colisiones entre moléculas resultan en una reacción química. Solo las colisiones que ocurren con una energía cinética igual o superior a la energía de activación y en una orientación favorable se consideran colisiones efectivas que pueden llevar a la formación de productos. 2. Energía de activación: La energía de activación es la energía mínima requerida para romper los enlaces de los reactivos y formar los nuevos enlaces de los productos. Solo cuando la energía cinética de la colisión es igual o superior a la energía de activación, la colisión puede llevar a la formación de productos. 3. Orientación favorable: Además de la energía suficiente, las moléculas deben colisionar en una orientación favorable para que los átomos adecuados puedan interactuar y formar nuevos enlaces. Si la colisión ocurre en una orientación incorrecta, es menos probable que conduzca a una reacción química. La teoría de las colisiones proporciona una explicación intuitiva de la velocidad de las reacciones químicas y los factores que influyen en ella, como la concentración de los reactivos, la temperatura y la presencia de catalizadores. Según esta teoría, un aumento en la concentración de los reactivos aumenta la frecuencia de las colisiones, lo que a su vez aumenta la velocidad de reacción. Del mismo modo, un aumento en la temperatura aumenta la energía cinética promedio de las moléculas, lo que aumenta la probabilidad de colisiones efectivas y, por lo tanto, la velocidad de reacción. La teoría de las colisiones es una herramienta fundamental en la cinética química y ha sido utilizada para comprender y predecir el comportamiento de una amplia variedad de reacciones químicas en diversos campos científicos y aplicaciones tecnológicas. Diagrama de energía de una reacción: saber interpretarlo o representarlo a partir de algunos datos (AH, Ea) Un diagrama de energía de reacción, también conocido como diagrama de energía potencial, es una representación gráfica que muestra la energía de los reactivos, los productos y la energía de activación de una reacción química. Aquí hay una explicación de cómo interpretar y representar un diagrama de energía de reacción utilizando algunos datos clave, como el cambio de entalpía (AH) y la energía de activación (Ea): 1. Eje vertical de energía: El eje vertical en un diagrama de energía de reacción representa la energía potencial de la sustancia. La energía de los reactivos se muestra en la parte inferior del eje y la energía de los productos en la parte superior. La diferencia de energía entre los reactivos y los productos corresponde al cambio de entalpía (AH) de la reacción. 2. Energía de los reactivos y productos: En el diagrama, la energía de los reactivos se representa como una línea horizontal en el nivel más bajo del eje vertical, mientras que la energía de los productos se muestra como una línea horizontal en el nivel más alto del eje vertical. La diferencia de energía entre los reactivos y los productos (AH) se muestra como la diferencia de altura entre estas dos líneas horizontales. 3. Energía de activación (Ea): La energía de activación es la energía mínima requerida para que la reacción ocurra y se muestra como una barrera o pico en el diagrama de energía de reacción. La altura de esta barrera representa la magnitud de la energía de activación necesaria para que la reacción se lleve a cabo. 4. Intermediarios o estados de transición: En algunos casos, una reacción puede pasar por estados intermedios o estados de transición antes de convertirse en productos. Estos estados intermedios se muestran como picos adicionales en el diagrama de energía de reacción. Para representar un diagrama de energía de reacción a partir de los datos de AH y Ea, puedes seguir estos pasos: 1. Determina la posición de los reactivos y productos en el eje vertical. La energía de los reactivos se coloca en la parte inferior y la energía de los productos en la parte superior. 2. Dibuja una línea horizontal para representar la energía de los reactivos y otra línea horizontal para representar la energía de los productos. 3. Calcula la diferencia de energía entre los reactivos y los productos (AH) y muestra esta diferencia de altura en el diagrama. 4. Identifica la energía de activación (Ea) y dibuja una barrera o pico en el diagrama de energía de reacción para representar esta energía mínima requerida. Recuerda que el eje horizontal en el diagrama de energía de reacción representa el avance de la reacción, desde los reactivos hasta los productos. La representación gráfica del diagrama de energía de reacción te ayudará a visualizar y comprender mejor los cambios energéticos que ocurren durante una reacción química, incluyendo la energía de los reactivos, la energía de los productos, la energía de activación y el cambio de entalpía. Mecanismo de reacción. Definición. El mecanismo de reacción se refiere al conjunto detallado de pasos elementales que describen cómo ocurre una reacción química a nivel molecular. Estos pasos elementales representan las colisiones y transformaciones que experimentan los reactivos para convertirse en productos. Cada paso elemental en un mecanismo de reacción implica la formación o ruptura de enlaces químicos y puede involucrar la interacción de una o varias moléculas. Cada paso elemental tiene su propia velocidad de reacción, que está determinada por la colisión y orientación adecuadas de las moléculas y la energía requerida para superar la barrera de activación. Un mecanismo de reacción completo se compone de una serie de pasos elementales que se suman para dar la ecuación global de la reacción química. Algunos pasos elementales pueden ser rápidos y reversibles, mientras que otros pueden ser más lentos y determinantes para la velocidad global de la reacción. La determinación precisa del mecanismo de reacción es importante para comprender los detalles de cómo ocurre una reacción química y para predecir su cinética y productos. La obtención del mecanismo de reacción implica experimentación, análisis de datos cinéticos y modelos teóricos. Concepto de intermedio o intermediario. Un intermedio o intermediario en una reacción química es una especie química transitoria que se forma durante el curso de la reacción, pero que no es ni un reactivo ni un producto final. Los intermediarios se generan en pasos elementales intermedios del mecanismo de reacción y están implicados en la transformación de los reactivos en productos. Los intermediarios son moléculas o especies químicas altamente reactivas y, debido a su naturaleza transitoria, generalmente no se aíslan ni se detectan directamente en la mayoría de los casos. Sin embargo, su existencia se infiere a través de la observación de los productos finales de la reacción y el análisis cinético. Los intermediarios pueden ser radicales libres, iones, complejos de coordinación o cualquier otra especie química que se forme y se consume rápidamente en la secuencia de pasos elementales de una reacción química. Los intermediarios pueden desempeñar un papel crucial en la determinación de la selectividad y la velocidad de una reacción, ya que pueden reaccionar con otros reactivos para formar diferentes productos. El estudio y la identificación de intermediarios en una reacción son importantes para comprender los mecanismos de reacción y para el diseño y optimización de procesos químicos. Molecularidad. Clasificación de reacciones según su molecularidad. La molecularidad se refiere al número de moléculas que participan como reactivos en una reacción química elemental. La clasificación de las reacciones según su molecularidad se basa en el número de reactivos que intervienen en la etapa elemental más lenta del mecanismo de reacción. Las reacciones pueden clasificarse en tres categorías principales según su molecularidad: 1. Reacciones unimoleculares: Son aquellas en las que solo participa una molécula como reactivo en la etapa elemental más lenta. Por lo tanto, la velocidad de reacción depende únicamente de la concentración de esa molécula. Un ejemplo común de una reacción unimolecular es la descomposición del peróxido de hidrógeno (H₂O2) en agua y oxígeno. 2. Reacciones bimoleculares: Son aquellas en las que intervienen dos moléculas como reactivos en la etapa elemental más lenta. Por lo tanto, la velocidad de reacción está influenciada por la concentración de ambos reactivos. Un ejemplo de una reacción bimolecular es la combinación de dos moléculas de monóxido de nitrógeno (NO) para formar dióxido de nitrógeno (NO₂). 3. Reacciones termoleculares: Son aquellas en las que tres o más moléculas interactúan como reactivos en la etapa elemental más lenta. Estas reacciones son relativamente raras debido a la baja probabilidad de que múltiples colisiones ocurran simultáneamente. Sin embargo, en ciertas condiciones y en presencia de catalizadores, estas reacciones pueden tener lugar. Un ejemplo de una reacción termolecular es la formación de ozono (O3) a partir de moléculas de oxígeno (0₂). Es importante tener en cuenta que la clasificación de una reacción según su molecularidad se basa en el mecanismo de reacción y la etapa elemental más lenta. En reacciones complejas que implican múltiples pasos elementales, la molecularidad puede variar en diferentes etapas del mecanismo de reacción. - Deducción de la ecuación de la velocidad de una reacción a partir de su mecanismo de reacción (etapas elementales) y sabiendo cuál es la etapa más lenta. Para deducir la ecuación de la velocidad de una reacción a partir de su mecanismo de reacción y conocer cuál es la etapa más lenta (etapa limitante), es necesario seguir los siguientes pasos: 1. Identificar las etapas elementales: Analiza el mecanismo de reacción y determina las diferentes etapas elementales involucradas en la transformación de los reactivos en productos. Cada etapa elemental representa una reacción química individual con una velocidad específica. 2. Identificar la etapa limitante: Determina cuál de las etapas elementales es la más lenta en el mecanismo de reacción. Esta etapa limitante es crucial porque determinará la velocidad global de la reacción. 3. Escribir las ecuaciones de velocidad para las etapas elementales: Para cada etapa elemental, escribe la ecuación de velocidad correspondiente. La ecuación de velocidad indica cómo varía la concentración de los reactivos y productos en función del tiempo. 4. Expresar la concentración de los reactivos en función del tiempo: Utiliza las ecuaciones de velocidad de las etapas elementales anteriores para expresar la concentración de los reactivos en función del tiempo. Esto implica resolver las ecuaciones de velocidad para los reactivos y despejar sus concentraciones. 5. Eliminar las concentraciones intermedias: Si hay concentraciones intermedias que no son necesarias para determinar la velocidad global de la reacción, elimínalas algebraicamente utilizando las relaciones entre las concentraciones de los reactivos y los productos. 6. Obtener la ecuación de velocidad global: La ecuación resultante después de eliminar las concentraciones intermedias representa la ecuación de velocidad global de la reacción. Esta ecuación describe cómo varía la concentración de los reactivos con respecto al tiempo y proporciona información sobre la velocidad de la reacción. Es importante tener en cuenta que este procedimiento es válido cuando se conoce el mecanismo de reacción y se ha identificado correctamente la etapa más lenta. En algunos casos, puede ser necesario realizar aproximaciones o considerar condiciones adicionales para obtener una ecuación de velocidad precisa. Factores que afectan a la velocidad de reacción. La velocidad de una reacción química puede ser influenciada por varios factores, que incluyen: 1. Concentración de los reactivos: Aumentar la concentración de los reactivos generalmente aumenta la velocidad de la reacción, ya que hay una mayor frecuencia de colisiones entre las moléculas. 2. Temperatura: Un incremento en la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas, lo que resulta en colisiones más energéticas y frecuentes. Esto lleva a un aumento en la velocidad de la reacción. 3. Superficie de contacto: En reacciones que involucran sólidos, una mayor superficie de contacto entre los reactivos aumenta la velocidad de reacción. Esto se debe a que más partículas están expuestas al área de reacción, lo que permite una mayor interacción y colisiones efectivas. 4. Presión (en reacciones gaseosas): En reacciones que involucran gases, un aumento en la presión aumenta la concentración de las moléculas de gas, lo que a su vez aumenta la frecuencia de colisiones y, por lo tanto, la velocidad de la reacción. 5. Catalizadores: Los catalizadores son sustancias que aceleran la velocidad de reacción sin ser consumidos en el proceso. Los catalizadores proporcionan una ruta de reacción alternativa con una menor energía de activación, lo que reduce la barrera para que la reacción ocurra. 6. Luz o radiación: En ciertas reacciones, la exposición a la luz o la radiación puede aumentar la velocidad de la reacción al proporcionar energía adicional para romper enlaces o iniciar procesos fotoquímicos. 7. Naturaleza química: La naturaleza química del proceso puede tener un impacto significativo en la velocidad de una reacción química. Aquí hay algunos aspectos importantes a considerar: 1. Tipo de reacción: La velocidad de una reacción puede variar según el tipo de reacción química involucrada. Por ejemplo, las reacciones de sustitución nucleófila tienden a ser más rápidas que las reacciones de sustitución electrofílica. Del mismo modo, las reacciones de oxidación-reducción pueden ocurrir a diferentes velocidades dependiendo de los reactivos involucrados. 2. Complejidad de la reacción: Algunas reacciones químicas implican una serie de etapas o pasos intermedios antes de que se forme el producto final. En tales casos, la velocidad de reacción puede verse afectada por la complejidad del mecanismo de reacción y la presencia de etapas limitantes. 3. Estabilidad de los reactivos y productos: La estabilidad relativa de los reactivos y productos también puede influir en la velocidad de reacción. Si los reactivos son más estables que los productos, la reacción puede ser más lenta debido a la mayor energía de activación requerida. Por otro lado, si los productos son más estables, la reacción puede ser más rápida. 4. Fuerza de los enlaces: Las reacciones que implican rompimiento o formación de enlaces fuertes pueden ser más lentas que las que involucran enlaces débiles. La energía de activación requerida para romper enlaces fuertes es mayor, lo que puede ralentizar la velocidad de reacción. 5. Presencia de catalizadores: La presencia de catalizadores puede acelerar significativamente la velocidad de una reacción química al proporcionar una ruta de reacción alternativa con una menor energía de activación. Sin embargo, la eficacia de un catalizador puede depender de la naturaleza química del proceso y la compatibilidad con los reactivos y productos. En resumen, la naturaleza química del proceso puede influir en la velocidad de reacción debido a diferencias en la estabilidad de los reactivos y productos, la complejidad del mecanismo de reacción y la fuerza de los enlaces involucrados. Es importante considerar estos factores al estudiar y analizar la velocidad de una reacción química específica. 8. Estado físico de los reactivos: El estado físico de los reactivos puede tener un impacto significativo en la velocidad de una reacción química. A continuación, se mencionan algunos efectos comunes del estado físico de los reactivos: 1. Reactividad superficial: En reacciones que involucran sólidos, la velocidad de reacción puede depender de la superficie de contacto entre los reactivos. Los sólidos en forma de polvo o partículas finas tienen una mayor área superficial en comparación con sólidos en forma de trozos grandes. Por lo tanto, los sólidos en forma de polvo reaccionan más rápidamente debido a una mayor exposición de las moléculas de reacción. 2. Movilidad de las moléculas: En reacciones que involucran gases, los reactivos en estado gaseoso tienen mayor movilidad molecular en comparación con los reactivos en estado líquido o sólido. Esto significa que las moléculas gaseosas pueden moverse más libremente y tener una mayor probabilidad de colisionar, lo que aumenta la velocidad de reacción. 3. Difusión: En reacciones que involucran especies en solución, los reactivos en estado líquido tienen una mayor capacidad de difusión en comparación con los reactivos en estado sólido. Esto significa que las moléculas en solución pueden moverse más rápidamente y mezclarse más eficientemente, lo que favorece las colisiones entre las especies reactivas y aumenta la velocidad de reacción. En general, los reactivos en estado gaseoso o líquido tienden a reaccionar más rápidamente que los reactivos en estado sólido, debido a una mayor movilidad molecular y una mayor probabilidad de colisiones efectivas. Sin embargo, es importante tener en cuenta que la velocidad de reacción también está influenciada por otros factores, como la concentración de los reactivos, la temperatura y la presencia de catalizadores. Estos factores pueden actuar de manera individual o combinada para influir en la velocidad de una reacción química. Cabe mencionar que la naturaleza de los reactivos y el mecanismo de la reacción también pueden afectar la velocidad, y en algunos casos, la reacción puede ser inhibida por ciertos factores. Equilibrio químico Concepto de equilibrio químico: Cómo se alcanza y características (nivel macroscópico y microscópico). El equilibrio químico es un estado en el cual la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa, lo que resulta en una concentración constante de los reactivos y productos a nivel macroscópico. En este estado, no hay un cambio neto en las concentraciones de los componentes químicos a lo largo del tiempo. A nivel macroscópico, las características principales del equilibrio químico son las siguientes: 1. Concentraciones constantes: En equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes a lo largo del tiempo. Sin embargo, esto no significa que las velocidades de las reacciones directa e inversa sean iguales en cada molécula individual. 2. Estado estacionario: En equilibrio, el sistema se encuentra en un estado estacionario, lo que significa que las propiedades macroscópicas como la concentración, la presión y el pH no cambian. 3. Relación constante de equilibrio: Existe una relación constante entre las concentraciones de los reactivos y productos en equilibrio, conocida como la constante de equilibrio (K). Esta constante se expresa mediante una expresión matemática que involucra las concentraciones de las especies químicas en equilibrio. A nivel microscópico, las características del equilibrio químico son las siguientes: 1. Colisiones efectivas: A nivel microscópico, las moléculas de los reactivos y productos están en constante movimiento y colisionan entre sí. Sin embargo, solo las colisiones efectivas con una energía suficiente para superar la barrera de energía de activación pueden dar lugar a una reacción química. 2. Velocidades de reacción iguales: En equilibrio, la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa. Esto significa que la cantidad de reactivos que se convierten en productos en un instante dado es igual a la cantidad de productos que se convierten en reactivos en el mismo intervalo de tiempo. 3. Dinámica molecular: A nivel microscópico, las reacciones químicas en equilibrio continúan ocurriendo, pero la tasa de formación de productos y la tasa de formación de reactivos se vuelven iguales. Esto da lugar a una concentración constante de reactivos y productos. En resumen, el equilibrio químico se alcanza cuando la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa, lo que resulta en una concentración constante de reactivos y productos a nivel macroscópico. A nivel microscópico, las colisiones efectivas entre las moléculas y la igualdad de las velocidades de reacción conducen a un estado dinámico en el que las reacciones químicas continúan ocurriendo pero sin un cambio neto en las concentraciones. Constante de equilibrio en función de las concentraciones (Kc) Fórmula. Razonamiento de lo que nos indica su valor si es o no mayor a 1 en cuanto al desplazamiento de la reacción. La constante de equilibrio (Kc) se expresa mediante una fórmula que relaciona las concentraciones de los productos y los reactivos en una reacción química en equilibrio. Para una reacción generalizada de la forma: aA + bB cC + dD La expresión de Kc se define como: Kc = ([C]c* [D]d)/([A]a * [B]b) Donde [A], [B], [C] y [D] representan las concentraciones de los reactivos y productos en equilibrio, y los exponentes a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de la reacción balanceada. El valor de Kc nos indica la posición relativa del equilibrio químico. Si Kc es mayor a 1, significa que la concentración de los productos es mayor que la de los reactivos en equilibrio, lo que indica que la reacción está desplazada hacia la derecha, es decir, la formación de productos es favorecida. Por otro lado, si Kc es menor a 1, indica que la concentración de los reactivos es mayor que la de los productos en equilibrio, lo que implica que la reacción está desplazada hacia la izquierda, es decir, la formación de reactivos es favorecida. Cuando Kc es igual a 1, significa que las concentraciones de los reactivos y productos son iguales en equilibrio, lo que indica que la reacción está en un equilibrio dinámico donde la formación de reactivos y productos ocurre en la misma proporción. Es importante destacar que el valor de Kc no proporciona información sobre la velocidad de la reacción, solo indica la posición relativa del equilibrio y si la reacción tiende a formar más productos o más reactivos. Constante de equilibrio en función de las presiones (Kp) Fórmula La constante de equilibrio (Kp) también puede expresarse en función de las presiones parciales de los gases en una reacción química en equilibrio. La fórmula general de Kp se deriva de la ley de los gases ideales y se basa en la relación estequiométrica de los coeficientes de la reacción balanceada. Para una reacción generalizada de la forma: aA + bB cC + dD La expresión de Kp se define como: Kp = (pCc* pDd) / (pAa* pBb) Donde pA, pB, pC y pD representan las presiones parciales de los gases en equilibrio, y los exponentes a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de la reacción balanceada. Es importante destacar que la constante de equilibrio en función de las presiones (Kp) solo se aplica a reacciones que involucran gases. Si los reactivos y productos en la reacción son todos sólidos o líquidos, entonces no se utiliza la expresión Kp, sino la expresión Kc en función de las concentraciones. La relación entre Kp y Kc puede establecerse mediante la ley del gas ideal y las relaciones estequiométricas de la reacción química. En condiciones ideales, Kp y Kc deben ser consistentes y proporcionar la misma información sobre la posición del equilibrio químico. Relación Kp-Kc. La relación entre Kp y Kc, las constantes de equilibrio en función de las presiones y concentraciones respectivamente, está determinada por la ley del gas ideal. Esta ley establece que en un gas ideal, la presión es proporcional a la concentración cuando se mantiene la temperatura constante. En una reacción química que involucra gases, la relación entre Kp y Kc se puede establecer utilizando la siguiente fórmula: Kp = Kc * (RT)(An) Donde: - Kp es la constante de equilibrio en función de las presiones. - Kc es la constante de equilibrio en función de las concentraciones. - R es la constante de los gases ideales (0.0821 atm·L/mol·K o 8.314 J/mol.K). - T es la temperatura absoluta en Kelvin. - An es el cambio en el número total de moles de gas en la reacción (suma de los coeficientes estequiométricos de los productos menos la suma de los coeficientes estequiométricos de los reactivos). La relación Kp-Kc implica que el valor de Kp y Kc estarán relacionados por la temperatura y el cambio en la cantidad total de moles de gas en la reacción. Si An es cero, es decir, el número total de moles de gas no cambia en la reacción, entonces Kp y Kc serán iguales. Sin embargo, si An es diferente de cero, el valor de Kp y Kc será diferente y estará relacionado por la constante R y la temperatura. Es importante tener en cuenta que esta relación solo se aplica a reacciones que involucran gases y cuando se cumple la ley del gas ideal. En casos donde la ley del gas ideal no se cumple, se deben considerar otros factores como las fuerzas intermoleculares o la presencia de soluciones no ideales. Constante de equilibrio en los equilibrios heterogéneos. En los equilibrios heterogéneos, donde hay más de una fase presente, la constante de equilibrio se expresa de manera diferente a los equilibrios homogéneos. En lugar de utilizar las concentraciones o las presiones de las especies químicas, se utiliza la actividad de cada componente en la ecuación de la constante de equilibrio. La constante de equilibrio para un equilibrio heterogéneo se define como: K = (a_solid1)m * (a_solid2)n / (a_gas1)× * (a_gas2)y * ... Donde: - a_solid1, a_solid2, son las actividades de los sólidos presentes en el equilibrio. - a_gas1, a_gas2, son las actividades de los gases presentes en el equilibrio. son los coeficientes estequiométricos de los sólidos y gases en la reacción - m, n, x, y, química. Las actividades se utilizan en lugar de las concentraciones o presiones para tener en cuenta las diferencias en las propiedades de las especies en diferentes fases. La actividad de un componente es una medida de su concentración o presión efectiva en relación con su estado estándar. Es importante tener en cuenta que en los equilibrios heterogéneos, los sólidos puros y los líquidos puros se consideran constantes en términos de actividad, ya que no varían con la presión o concentración. Por lo tanto, no se incluyen en la expresión de la constante de equilibrio. Cabe destacar que en muchos casos prácticos, la actividad de un sólido puro se asume como 1, lo que simplifica la expresión de la constante de equilibrio. Sin embargo, es importante tener en cuenta las condiciones específicas del equilibrio y las propiedades de los componentes involucrados para determinar si se deben considerar las actividades de los sólidos y líquidos en la ecuación de la constante de equilibrio. Problemas de equilibrio químico Para resolver problemas de equilibrio químico, es importante seguir los siguientes pasos: 1. Identificar las especies químicas presentes en la reacción y escribir la ecuación química balanceada. 2. Determinar las concentraciones iniciales de las especies químicas involucradas en la reacción. Estas concentraciones pueden ser dadas en el enunciado del problema o se pueden calcular a partir de la información proporcionada. 3. Escribir la expresión de la constante de equilibrio, ya sea en términos de concentraciones (Kc) o presiones parciales (Kp), dependiendo de si el sistema está en fase acuosa o gaseosa. 4. Utilizar las concentraciones iniciales y la estequiometría de la reacción para establecer las concentraciones en el equilibrio. Esto implica tener en cuenta los cambios que ocurren en la reacción química. 5. Sustituir las concentraciones en la expresión de la constante de equilibrio y resolver para determinar el valor de la constante de equilibrio (Kc o Kp). 6. Comparar el valor de la constante de equilibrio obtenido con los criterios de desplazamiento de la reacción. Si Kc es mayor a 1, significa que la reacción se desplaza hacia la formación de productos en el equilibrio. Si Kc es menor a 1, la reacción se desplaza hacia la formación de reactivos en el equilibrio. 7. Si se proporciona información adicional, como cambios en la temperatura o presión, se deben tener en cuenta para determinar cómo afectan al equilibrio químico y al valor de la constante de equilibrio. Es importante recordar que resolver problemas de equilibrio químico requiere un buen entendimiento de los conceptos y ecuaciones relacionadas con el equilibrio químico, así como una sólida comprensión de la estequiometría y los cálculos químicos. También es recomendable practicar con ejercicios y problemas para mejorar la habilidad para resolverlos de manera efectiva. Cociente de reacción (Qc). Concepto. Problemas de cálculo de Qc para deducir el desplazamiento de la reacción para llegar al equilibrio. El cociente de reacción, denotado como Qc, es una medida de las concentraciones de las especies químicas en un momento dado durante una reacción química. Se calcula de manera similar a la constante de equilibrio Kc, pero se realiza utilizando las concentraciones en cualquier punto de la reacción, no necesariamente en el equilibrio. La expresión para el cociente de reacción Qc se obtiene escribiendo la relación entre las concentraciones de los productos dividida por las concentraciones de los reactivos, elevadas a los coeficientes estequiométricos correspondientes según la ecuación balanceada de la reacción. La comparación de Qc con el valor de la constante de equilibrio Kc proporciona información sobre el desplazamiento de la reacción para alcanzar el equilibrio. Se pueden considerar los siguientes casos: 1. Si Qc = Kc: La reacción se encuentra en equilibrio, es decir, las concentraciones de las especies químicas en ese punto coinciden con las concentraciones en el equilibrio. 2. Si Qc < Kc: La reacción se desplaza hacia la formación de productos para alcanzar el equilibrio. Esto implica que las concentraciones de los productos aumentarán, mientras que las concentraciones de los reactivos disminuirán. 3. Si Qc > Kc: La reacción se desplaza hacia la formación de reactivos para alcanzar el equilibrio. En este caso, las concentraciones de los reactivos aumentarán, mientras que las concentraciones de los productos disminuirán. Resolver problemas de cálculo de Qc implica determinar las concentraciones de las especies químicas en un punto dado de la reacción y luego calcular el valor de Qc utilizando la expresión correspondiente. Luego, se compara el valor de Qc con Kc para deducir el desplazamiento de la reacción hacia los productos o los reactivos. Es importante recordar que Qc es una medida de las concentraciones en un punto específico de la reacción, mientras que Kc es una medida de las concentraciones en el equilibrio. Grado de disociación, a. Concepto. Problemas de aplicación. El grado de disociación, denotado como a, es una medida que indica el porcentaje de una sustancia que se ha disociado en una reacción química. Se utiliza principalmente en reacciones de equilibrio en las cuales una sustancia se disocia en sus iones constituyentes. El grado de disociación se calcula dividiendo la cantidad de sustancia disociada por la cantidad inicial de la sustancia antes de la disociación, y luego multiplicando por 100 para obtener el porcentaje. La fórmula para calcular el grado de disociación es: a = (Cantidad de sustancia disociada / Cantidad inicial de sustancia) x 100 Los problemas de aplicación del grado de disociación suelen involucrar la determinación del grado de disociación a partir de datos experimentales, como la concentración inicial de la sustancia y la concentración de los productos en equilibrio. También se pueden plantear problemas inversos, donde se solicita determinar la concentración inicial o la concentración en equilibrio de una sustancia a partir del grado de disociación. El grado de disociación es útil para comprender el comportamiento de las reacciones de equilibrio y cómo influye en la formación de productos. También puede ser utilizado para calcular la constante de equilibrio de una reacción si se conocen las concentraciones de las especies químicas en equilibrio. Es importante tener en cuenta que el grado de disociación puede variar dependiendo de las condiciones de la reacción, como la temperatura, la presión y la concentración inicial de las sustancias. Factores que afectan al equilibrio: Principio de Le Chatelier: El Principio de Le Chatelier establece que cuando un sistema en equilibrio se ve sometido a un cambio en las condiciones externas, el sistema ajustará su respuesta de manera a contrarrestar o compensar ese cambio, buscando restablecer el equilibrio. Los factores que pueden afectar al equilibrio de una reacción química y que se pueden analizar desde el Principio de Le Chatelier son: 1. Concentración: Si se aumenta la concentración de uno de los reactivos, el equilibrio se desplazará hacia la formación de productos para contrarrestar el aumento de concentración. Del mismo modo, si se aumenta la concentración de uno de los productos, el equilibrio se desplazará hacia la formación de reactivos. 2. Presión (en reacciones gaseosas): En el caso de reacciones en las que hay diferentes moles de gas en los reactivos y en los productos, un aumento de la presión favorecerá el desplazamiento hacia el lado con menos moles de gas, mientras que una disminución de la presión favorecerá el lado con más moles de gas. 3. Temperatura: El efecto de la temperatura depende de si la reacción es endotérmica (absorbe calor) o exotérmica (libera calor). Si la reacción es endotérmica, un aumento de temperatura favorecerá la formación de productos, mientras que una disminución de temperatura favorecerá la formación de reactivos. En el caso de reacciones exotérmicas, ocurre lo contrario. 4. Catalizadores: Los catalizadores no afectan directamente al equilibrio químico, pero pueden acelerar la velocidad de reacción en ambas direcciones, permitiendo que el sistema alcance el equilibrio más rápidamente. 5. Adición de un gas inerte: Cuando se agrega un gas inerte, como el argón o el helio, a un sistema en equilibrio químico, no tiene ningún efecto en el equilibrio en sí mismo. Esto se debe a que los gases inertes no participan en la reacción química y no afectan la concentración de los reactivos o productos. El Principio de Le Chatelier se aplica a cambios en las condiciones que pueden afectar el equilibrio químico, como cambios en la concentración, presión o temperatura. La adición de un gas inerte no altera ninguna de estas condiciones, ya que no reacciona ni cambia la concentración de los componentes que sí están involucrados en la reacción. La adición de un gas inerte simplemente aumenta la presión total en el sistema, pero como no afecta la presión parcial de los gases involucrados en la reacción química, no tiene ningún efecto en el equilibrio químico. En resumen, la adición de un gas inerte al principio de Le Chatelier no tiene ningún efecto en el equilibrio químico, ya que los gases inertes no participan en la reacción y no alteran las condiciones que determinan el equilibrio. Es importante tener en cuenta que el Principio de Le Chatelier proporciona una guía general sobre cómo se desplazará el equilibrio en respuesta a cambios en las condiciones externas, pero cada sistema químico es único y pueden existir otras variables y factores a considerar. Aplicación práctica del Principio de Le Chatelier. El Principio de Le Chatelier es una herramienta importante en química para predecir cómo un sistema en equilibrio químico responderá a cambios en las condiciones externas. Permite predecir cómo se desplazará el equilibrio cuando se altera la temperatura, la presión o la concentración de los reactivos o productos. Algunas aplicaciones prácticas del Principio de Le Chatelier son: 1. Cambio de temperatura: Si se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazará en la dirección que absorba calor, es decir, en la dirección de la reacción endotérmica. Por otro lado, si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplazará en la dirección que libere calor, es decir, en la dirección de la reacción exotérmica. 2. Cambio de presión: En un sistema en equilibrio que involucra gases, un aumento en la presión desplazará el equilibrio hacia el lado con menos moles de gas, mientras que una disminución en la presión lo desplazará hacia el lado con más moles de gas. Esto se debe a que un aumento de presión favorece la disminución de volumen. 3. Cambio de concentración: Si se añade más cantidad de un reactivo o producto, el equilibrio se desplazará en la dirección que consume dicho reactivo o forma más producto para contrarrestar el cambio. Por otro lado, si se elimina una cantidad de reactivo o producto, el equilibrio se desplazará en la dirección que produce más reactivo o consume producto. Estas aplicaciones prácticas del Principio de Le Chatelier permiten predecir cómo se verá afectado un sistema en equilibrio químico cuando se modifiquen las condiciones externas, lo cual es útil en la optimización de procesos químicos y en el diseño de reacciones químicas. Química orgánica Características de los compuestos del carbono Los compuestos del carbono, también conocidos como compuestos orgánicos, son una clase amplia de sustancias químicas que contienen carbono en su estructura molecular. El carbono tiene la capacidad única de formar enlaces covalentes fuertes y estables con otros átomos de carbono y con átomos de otros elementos, lo que permite una gran diversidad en la estructura y las propiedades de los compuestos orgánicos. Aquí hay algunas características generales de los compuestos del carbono: 1. Abundancia: El carbono es uno de los elementos más abundantes en la Tierra y se encuentra en una amplia variedad de compuestos, incluyendo hidrocarburos, alcoholes, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres, aminas, amidas, entre otros. 2. Versatilidad: El carbono puede formar enlaces covalentes con hasta cuatro átomos diferentes, lo que le permite formar cadenas, anillos y estructuras tridimensionales complejas. Esto da lugar a una gran diversidad de compuestos con propiedades y funciones distintas. 3. Enlaces covalentes: Los compuestos del carbono están unidos por enlaces covalentes, lo que implica que los electrones se comparten entre los átomos. Estos enlaces son fuertes y estables, lo que contribuye a la estabilidad y durabilidad de los compuestos orgánicos. 4. Propiedades químicas: Los compuestos del carbono exhiben una amplia variedad de propiedades químicas, como reactividad, capacidad de formar nuevos enlaces, capacidad de reacciones de adición, sustitución y eliminación, entre otras. Estas propiedades son fundamentales para la síntesis y manipulación de compuestos orgánicos en laboratorios y aplicaciones industriales. 5. Isomería: Los compuestos orgánicos pueden existir en formas isoméricas, lo que significa que tienen la misma fórmula molecular pero difieren en la disposición espacial de los átomos. Esto conduce a diferentes propiedades físicas y químicas entre los isómeros, lo que puede tener un impacto significativo en la función biológica y las aplicaciones prácticas de los compuestos orgánicos. 6. Bioquímica: Muchos compuestos orgánicos son componentes esenciales de los seres vivos. Los carbohidratos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos son ejemplos de compuestos orgánicos importantes en la bioquímica y desempeñan funciones vitales en los organismos vivos. Estas son solo algunas características generales de los compuestos del carbono. La química orgánica es un campo muy amplio y complejo, y los compuestos orgánicos exhiben una diversidad asombrosa en términos de estructura y propiedades, lo que permite una amplia gama de aplicaciones en campos como la química, la medicina, la farmacología, la biotecnología y la industria. Tipos de fórmulas En química orgánica, se utilizan diferentes tipos de fórmulas para representar las estructuras de los compuestos orgánicos. Algunos de los tipos más comunes son: 1. Fórmula empírica: Es la fórmula más simple y muestra la proporción relativa de átomos en un compuesto. Indica la relación de elementos presentes, pero no proporciona información detallada sobre la estructura real del compuesto. 2. Fórmula molecular: Muestra la composición exacta de un compuesto orgánico y representa el número y tipo de átomos presentes. Proporciona información sobre la fórmula química real del compuesto. 3. Fórmula estructural: Es la representación más detallada de la estructura de un compuesto orgánico. Muestra la secuencia y la conectividad de los átomos, así como los enlaces entre ellos. Hay varios subtipos de fórmulas estructurales, que incluyen: a) Fórmula desarrollada o plana: Muestra todos los átomos y enlaces en una estructura sin considerar la geometría espacial. b) Fórmula de línea: Es una forma abreviada de la fórmula desarrollada en la que los enlaces y los átomos de carbono se representan como líneas y los átomos de hidrógeno no se muestran explícitamente. c) Fórmula condensada: Resume la estructura de un compuesto orgánico al mostrar los grupos funcionales y los átomos de carbono en una secuencia lineal. d) Fórmula de esqueleto: Representa la estructura básica o el esqueleto de un compuesto, mostrando los átomos de carbono conectados por líneas y omitiendo los átomos de hidrógeno. 4. Fórmula tridimensional: Representa la estructura espacial tridimensional de un compuesto orgánico. Puede utilizar diferentes métodos, como proyecciones de Fischer, proyecciones de Newman o notación de cuña y encaje, para representar la disposición tridimensional de los átomos. Estos son solo algunos ejemplos de los tipos de fórmulas utilizadas en química orgánica. Cada tipo de fórmula proporciona información diferente sobre la estructura y la composición de los compuestos orgánicos, y su elección depende del nivel de detalle necesario para una determinada aplicación o contexto. Tipos de hibridación del carbono El carbono es conocido por su capacidad de formar una amplia variedad de compuestos, y esto se debe en gran parte a su capacidad de hibridación. La hibridación del carbono se refiere a la mezcla de orbitales atómicos del carbono para formar nuevos orbitales híbridos, lo que le permite formar enlaces covalentes con otros átomos. Algunos de los tipos de hibridación del carbono más comunes son los siguientes: 1. Hibridación sp³: En la hibridación sp³, un orbital 2s y tres orbitales 2p se combinan para formar cuatro orbitales híbridos sp³. Estos orbitales híbridos están orientados espacialmente hacia las esquinas de un tetraedro, lo que permite al carbono formar enlaces sigma (enlaces covalentes) con otros átomos o grupos funcionales en una geometría tetraédrica. Los alcanos (hidrocarburos saturados) como el metano (CH4) son ejemplos de compuestos con hibridación sp³. 2. Hibridación sp²: En la hibridación sp², un orbital 2s y dos orbitales 2p se combinan para formar tres orbitales híbridos sp². Estos orbitales híbridos están orientados en un plano trigonal, lo que permite al carbono formar tres enlaces sigma y un enlace pi (doble enlace) con otros átomos o grupos funcionales en una geometría plana. Los alquenos (hidrocarburos con un doble enlace carbono-carbono), como el eteno (C₂H4), son ejemplos de compuestos con hibridación sp². 3. Hibridación sp: En la hibridación sp, un orbital 2s y un orbital 2p se combinan para formar dos orbitales híbridos sp. Estos orbitales híbridos están orientados en un plano lineal, lo que permite al carbono formar dos enlaces sigma y dos enlaces pi (dobles enlaces) con otros átomos o grupos funcionales en una geometría lineal. Los alquinos (hidrocarburos con un triple enlace carbono-carbono), como el etino (C₂H₂), son ejemplos de compuestos con hibridación sp. Estos son los tipos más comunes de hibridación del carbono. La hibridación determina la geometría y la forma de las moléculas orgánicas, lo que a su vez influye en sus propiedades físicas y químicas. La hibridación del carbono es una característica fundamental en la química orgánica y es crucial para comprender la estructura y la reactividad de los compuestos orgánicos. Grupos funcionales y serie homóloga En química orgánica, los grupos funcionales y las series homólogas son conceptos importantes para comprender la estructura y las propiedades de los compuestos orgánicos. 1. Grupos funcionales: Los grupos funcionales son átomos o grupos de átomos específicos que están unidos a una molécula orgánica y confieren propiedades químicas particulares y reactividad a esa molécula. Los grupos funcionales determinan cómo una molécula interacciona con otras sustancias y cómo puede participar en reacciones químicas. Algunos ejemplos comunes de grupos funcionales incluyen alcoholes (-OH), aldehídos (-CHO), cetonas (-C=O), ácidos carboxílicos (-COOH), aminas (-NH₂), ésteres (-COO-), entre muchos otros. La presencia y la naturaleza del grupo funcional en una molécula orgánica pueden tener un impacto significativo en sus propiedades físicas, químicas y biológicas. 2. Serie homóloga: La serie homóloga es un conjunto de compuestos orgánicos que pertenecen a la misma familia química y tienen una secuencia gradual de variación en su composición y estructura molecular. Estos compuestos se caracterizan por tener una fórmula general similar y una relación estructural en cadena, donde cada miembro de la serie difiere por la presencia de un grupo metilo (-CH₂-) adicional. En una serie homóloga, las propiedades físicas y químicas de los compuestos tienden a cambiar de manera predecible a medida que se aumenta el número de grupos metilo. Un ejemplo común de una serie homóloga es la serie de alcanos, donde cada miembro de la serie tiene la fórmula general CnH2n+2 (por ejemplo, metano, etano, propano, butano, etc.). La comprensión de los grupos funcionales y las series homólogas es fundamental en la química orgánica, ya que estos conceptos proporcionan una base para la clasificación, la nomenclatura y el estudio de las propiedades y la reactividad de los compuestos orgánicos. Además, el reconocimiento de los grupos funcionales y la identificación de las series homólogas son importantes para el análisis y la predicción de las propiedades y el comportamiento de los compuestos orgánicos en diversas aplicaciones, desde la síntesis química hasta la bioquímica y la farmacología. Isomería Plana o estructural La isomería plana, también conocida como isomería estructural, es un tipo de isomería en química orgánica que se refiere a la existencia de diferentes compuestos que tienen la misma fórmula molecular pero difieren en la estructura o conectividad de los átomos. Estos isómeros tienen propiedades químicas y físicas distintas debido a las diferencias en su estructura. Existen varios tipos de isomería plana, incluyendo: 1. Isomería de cadena: Los isómeros de cadena difieren en la secuencia o disposición de los átomos de carbono en la cadena principal de la molécula. Por ejemplo, el n-butano y el isobutano son isómeros de cadena, ya que ambos tienen la fórmula molecular C4H10 pero difieren en la organización de los átomos de carbono en la cadena. 2. Isomería de posición: Los isómeros de posición difieren en la posición de un grupo funcional, un doble enlace o una ramificación en la molécula. Por ejemplo, el 1-butanol y el 2-butanol son isómeros de posición, ya que tienen la misma fórmula molecular C4H10O pero difieren en la posición del grupo hidroxilo (-OH) en la cadena. 3. Isomería de función: Los isómeros de función tienen el mismo esqueleto de carbono pero contienen diferentes grupos funcionales. Por ejemplo, el propanal el propanona son isómeros de función, ya que ambos tienen la fórmula molecular C3H6O pero difieren en la presencia de un grupo aldehído en el caso del propanal y un grupo cetona en el caso de la propanona. 4. Isomería de tautomería: Los isómeros de tautomería son compuestos que pueden interconvertirse mediante cambios en la ubicación de los enlaces dobles y la reubicación de los átomos de hidrógeno. Un ejemplo común es el equilibrio tautomérico entre la cetona y la enol en compuestos como la ceto-enol tautomería en la tautomérica de la acetona y el enol. La isomería plana es importante en química orgánica ya que los diferentes isómeros pueden tener propiedades químicas, físicas y reactividades diferentes. Estas diferencias pueden tener implicaciones en aplicaciones como la síntesis de productos químicos, la farmacología y la toxicología. Además, el estudio de la isomería plana contribuye a una comprensión más profunda de la estructura y las propiedades de los compuestos orgánicos. Espacial o esteroisomería La isomería espacial, también conocida como estereoisomería, es un tipo de isomería en química orgánica que se refiere a la existencia de compuestos que tienen la misma fórmula molecular y la misma conectividad de átomos, pero difieren en la orientación tridimensional de sus átomos en el espacio. Los estereoisómeros no pueden ser interconvertidos mediante rotaciones simples de enlaces, solo pueden ser transformados mediante rotaciones enlaces múltiples o rupturas y formaciones de enlaces. Hay dos tipos principales de estereoisomería: 1. Isomería geométrica o cis-trans: Este tipo de estereoisomería ocurre en compuestos con enlaces dobles o enlaces ciclos que restringen la rotación alrededor de los enlaces. Los isómeros cis y trans difieren en la disposición espacial de los átomos o grupos alrededor del enlace doble o enlaces ciclos. Los isómeros cis tienen los grupos idénticos en el mismo lado del enlace, mientras que los isómeros trans tienen los grupos idénticos en lados opuestos del enlace. Por ejemplo, en el caso del ácido maleico y el ácido fumárico, ambos tienen la fórmula molecular C4H404, pero difieren en la orientación espacial de los grupos carboxilo (-COOH) en relación con el doble enlace. 2. Isomería quiral o enantiomería: En este tipo de estereoisomería, los compuestos son imágenes especulares no superponibles entre sí. Los isómeros quirales se llaman enantiómeros y son configuracionalmente diferentes. Esto se debe a la presencia de un átomo de carbono asimétrico o carbono quiral, que está unido a cuatro grupos diferentes. Debido a esta asimetría, los enantiómeros tienen una propiedad conocida como quiralidad y pueden exhibir diferentes propiedades ópticas, como la capacidad de rotar el plano de luz polarizada. Por ejemplo, la L- alanina y la D-alanina son enantiómeros, ambos tienen la fórmula molecular C3H7NO2, pero difieren en la configuración espacial de sus grupos funcionales alrededor del carbono asimétrico. La isomería espacial o estereoisomería es importante en química orgánica y bioquímica, ya que los estereoisómeros pueden tener propiedades y actividades biológicas diferentes. También juegan un papel crucial en el campo de la síntesis de medicamentos y en la comprensión de la interacción de los compuestos con biomoléculas en los sistemas biológicos. Sustitución Halogenación de alcanos La halogenación de alcanos es una reacción química en la que un átomo de hidrógeno en una molécula de alcano es sustituido por un átomo de halógeno, como cloro (Cl₂) o bromo (Br2). Esta reacción es un ejemplo de sustitución electrofílica en la que un electrófilo, en este caso el halógeno, reacciona con el alcano. La halogenación de alcanos puede ocurrir en presencia de luz o calor. En la mayoría de los casos, se requiere la presencia de luz ultravioleta o calor para iniciar la reacción. Los pasos principales de la halogenación de alcanos son los siguientes: 1. Iniciación: La reacción se inicia mediante la ruptura homolítica del enlace en la molécula de halógeno (Cl₂ o Br₂) en presencia de luz o calor. Esto genera dos radicales halógeno, cada uno con un electrón no emparejado. Cl2 (0 Br₂)→ 2 Cl. (O Br.) 2. Propagación: El radical halógeno ataca un átomo de hidrógeno en la molécula de alcano, formando un nuevo enlace carbono-halógeno y generando un radical alquilo. CI + RH → R. + HCI R. + Cl₂ (0 Br2) → RCI (0 RBr) + Cl• (o Br.) 3. Terminación: Los radicales libres generados en la etapa de propagación pueden reaccionar entre sí para formar productos no deseados. R+R → R-R La halogenación de alcanos es selectiva y ocurre principalmente en los carbonos secundarios y terciarios debido a la mayor estabilidad de los radicales alquilo generados. Los carbonos primarios son menos reactivos y la halogenación en estos casos es más difícil de lograr. Además, la halogenación puede ocurrir múltiples veces en una misma molécula de alcano, generando una mezcla de productos halogenados. La halogenación de alcanos tiene diversas aplicaciones en la industria y en la síntesis de compuestos orgánicos. Los productos halogenados pueden ser utilizados como intermedios en la síntesis de otros compuestos orgánicos, como plásticos, productos farmacéuticos y productos químicos industriales. También se utiliza en la producción de halocarbonos, que son compuestos que contienen carbono y halógeno y se utilizan en refrigerantes y propelentes. Obtención de alcoholes a partir de haluros La obtención de alcoholes a partir de haluros orgánicos, como los haluros de alquilo, es posible mediante reacciones conocidas como reacciones de sustitución nucleofílica. Estas reacciones implican la sustitución de un grupo halógeno en un haluro de alquilo por un grupo hidroxilo (-OH) para formar un alcohol. Existen varios métodos comunes para la obtención de alcoholes a partir de haluros orgánicos. A continuación, se describen dos de los métodos más utilizados: 1. Reacción de hidrólisis: En esta reacción, los haluros de alquilo se tratan con agua o un ácido en presencia de un catalizador, como un hidróxido metálico (por ejemplo, hidróxido de sodio, NaOH) o un ácido fuerte (por ejemplo, ácido sulfúrico, H₂SO4). El agua o el ácido actúa como un nucleófilo y reacciona con el haluro de alquilo, sustituyendo el grupo halógeno por un grupo hidroxilo (-OH). R-X + H₂O (0 HX) → R-OH + HX (0 R-OH + H₂O) Donde R representa una cadena de carbono y X representa un halógeno. Por ejemplo, el bromuro de metilo (CH3Br) puede reaccionar con hidróxido de sodio (NaOH) para formar metanol (CH3OH). 2. Reacción de reducción: En esta reacción, los haluros de alquilo se tratan con un agente reductor, como hidruro de litio y aluminio (LiAlH4) o borohidruro de sodio (NaBH4). El agente reductor dona hidruros (H-) al haluro de alquilo, lo que resulta en la sustitución del grupo halógeno por un grupo hidroxilo (-OH) para formar un alcohol. R-X + LIAIH4 R-OH + AIH3 + LIX Donde R representa una cadena de carbono y X representa un halógeno. Por ejemplo, el cloruro de metilo (CH³CI) puede reaccionar con LiAlH4 para formar metanol (CH3OH). Estos son solo dos ejemplos de métodos para obtener alcoholes a partir de haluros orgánicos. La elección del método depende de varios factores, como la estructura del haluro de alquilo, las condiciones de reacción y los grupos funcionales presentes en la molécula. Es importante tener en cuenta que las reacciones de sustitución nucleofílica pueden ser influenciadas por factores estéricos y electrónicos, lo que puede afectar la selectividad y rendimiento de la reacción. Obtención de haluros a partir de alcoholes La obtención de haluros a partir de alcoholes se puede realizar mediante reacciones de sustitución nucleofílica en la que un átomo de halógeno reemplaza al grupo hidroxilo (-OH) en el alcohol. Existen diferentes métodos para llevar a cabo esta conversión. A continuación, se describen dos métodos comunes: 1. Reacción con haluro de tionilo (SOCI₂): En esta reacción, el alcohol se trata con haluro de tionilo (SOCI₂) en presencia de una base, como piridina (C5H5N). El haluro de tionilo reacciona con el alcohol, formando un compuesto intermedio conocido como cloruro de alquilosulfonilo. Posteriormente, la base facilita la eliminación de la molécula de sulfóxido (R-SO₂) para formar el haluro de alquilo. R-OH + SOCl2 → R-O-SOCI + HCI R-O-SOCI+ base → R-CI + SO2 + base conjugada Por ejemplo, el etanol (CH3CH₂OH) puede reaccionar con SOCl2 en presencia de piridina para formar cloruro de etilo (CH3CH2CI). 2. Reacción de halogenación con ácido halhídrico (HX): En esta reacción, el alcohol se trata con un ácido halhídrico, como ácido clorhídrico (HCI) o ácido bromhídrico (HBr), en presencia de un catalizador, como cloruro de zinc (ZnCl₂) o yoduro de hidrógeno (HI). El ácido halhídrico actúa como un agente halogenante y reacciona con el alcohol, sustituyendo el grupo hidroxilo (-OH) por un átomo de halógeno (-X). R-OH + HX → R-X + H₂O Por ejemplo, el propanol (CH3CH₂CH₂OH) puede reaccionar con HCI en presencia de ZnCl2 para formar cloruro de propilo (CH3CH₂CH2CI). Estos son solo dos ejemplos de métodos utilizados para obtener haluros a partir de alcoholes. La elección del método depende de varios factores, como la estructura del alcohol, las condiciones de reacción y los reactivos disponibles. Es importante tener en cuenta que las reacciones de sustitución nucleofílica pueden estar influenciadas por factores estéricos y electrónicos, lo que puede afectar la selectividad y rendimiento de la reacción. Además, es necesario tener precaución al trabajar con haluros debido a su toxicidad y reactividad. Reacciones de Sustitución Aromática Electrófila (SAE) Las reacciones de sustitución aromática electrófila (SAE) son un tipo de reacción química en la que un grupo funcional electroatractor (electrófilo) se une a un anillo aromático, sustituyendo a otro grupo presente en el anillo. Estas reacciones ocurren en compuestos aromáticos, como benceno y sus derivados, y son ampliamente utilizadas en la síntesis de compuestos orgánicos. Existen varios mecanismos de reacción en las sustituciones aromáticas electrófilas, pero los dos más comunes son: 1. Mecanismo de sustitución aromática electrófila nucleófila adictiva (SNAr): En este mecanismo, un nucleófilo ataca directamente al anillo aromático, sustituyendo al grupo saliente. El nucleófilo puede ser un ion o una especie neutra con un par de electrones no compartidos, y generalmente está cargado negativamente o es rico en electrones. Este mecanismo se encuentra en sustituciones aromáticas electrófilas de compuestos aromáticos halogenados, nitroaromáticos y compuestos aromáticos con grupos salientes activantes. 2. Mecanismo de sustitución aromática electrófila de benzeno (SEAr): En este mecanismo, el electrófilo ataca el anillo aromático y forma un ion sigma complejo, conocido como estado de transición arenio. Este complejo es altamente inestable y sufre una reordenación para generar un carbocatión estable, que luego se combina con un nucleófilo para formar el producto final. Este mecanismo es común en la sustitución aromática electrófila en benceno y sus derivados. Algunos ejemplos comunes de reacciones de sustitución aromática electrófila incluyen: - Halogenación aromática: Introducción de un átomo de halógeno en el anillo aromático. - Nitroaromatización: Introducción de un grupo nitro (-NO₂) en el anillo aromático. - Sulfonación aromática: Introducción de un grupo sulfonato (-SO3H) en el anillo aromático. - Alquilación aromática: Introducción de un grupo alquilo en el anillo aromático. - Acilación aromática: Introducción de un grupo acilo en el anillo aromático. Estas reacciones son fundamentales en la síntesis de compuestos farmacéuticos, productos químicos industriales y materiales orgánicos. La elección del electrófilo y las condiciones de reacción determinan el producto obtenido y la selectividad de la sustitución. Además, la presencia de grupos activantes o desactivantes en el anillo aromático puede influir en la reactividad y la posición de sustitución en el anillo. Adición (a doble o triple enlace) Hidrogenación La hidrogenación en química orgánica es una reacción química en la cual se añade hidrógeno molecular (H₂) a un compuesto orgánico, resultando en la reducción de un enlace doble o triple a un enlace simple. Esta reacción se lleva a cabo utilizando un catalizador, como paladio (Pd), platino (Pt) o níquel (Ni), y condiciones adecuadas de presión y temperatura. La hidrogenación es una reacción ampliamente utilizada en la industria química y en la síntesis de compuestos orgánicos. Algunas de sus aplicaciones incluyen: 1. Hidrogenación de alquenos: Los alquenos, que son compuestos orgánicos con al menos un enlace doble, se pueden hidrogenar para obtener alcanos, que son compuestos con enlaces simples. Esta reacción es útil para la purificación y la eliminación de impurezas en productos químicos. Ejemplo: Propeno (C3H6) + H₂ → Propano (C3H8) 2. Hidrogenación de alquinos: Los alquinos, que son compuestos orgánicos con al menos un enlace triple, se pueden hidrogenar para obtener alquenos o alcanos, dependiendo de las condiciones de reacción. Ejemplo: Propino (C3H4) + H₂ → Propeno (C3H₁) о Propano (C3H8) 3. Hidrogenación de compuestos aromáticos: Los compuestos aromáticos, como el benceno, pueden someterse a hidrogenación para formar compuestos cicloalifáticos. Ejemplo: Benceno (C6H6) + 3H2 → Ciclohexano (C6H12) 4. Hidrogenación de grupos funcionales: Algunos grupos funcionales, como los nitrocompuestos (-NO₂) y los cetonas (-C=O), se pueden reducir a través de la hidrogenación. Ejemplo: Nitrobenceno (C6H5NO2) + 3H2 → Anilina (C6H5NH₂) La hidrogenación es una reacción química selectiva y controlada, y la elección del catalizador y las condiciones de reacción pueden influir en la velocidad de la reacción y la selectividad hacia un producto específico. Además, la hidrogenación puede ser realizada tanto en condiciones de alta presión como a temperatura ambiente, dependiendo de los compuestos involucrados y los objetivos de la reacción. Halogenación La halogenación en química orgánica se refiere a la introducción de átomos de halógeno en compuestos orgánicos mediante una reacción química. Los halógenos más comúnmente utilizados son el flúor (F), el cloro (CI), el bromo (Br) y el yodo (I). La halogenación puede ocurrir de diferentes formas, pero las dos principales reacciones de halogenación son la halogenación radicalaria y la halogenación electrofílica. A continuación se describen brevemente cada una de estas reacciones: 1. Halogenación radicalaria: Esta reacción se lleva a cabo en presencia de un iniciador de radicales libres, como peróxidos (por ejemplo, peróxido de hidrógeno, H₂O2), que genera radicales libres altamente reactivos. Los radicales halógeno (por ejemplo, Cl•, Br.) reaccionan con un compuesto orgánico para reemplazar un átomo de hidrógeno por un átomo de halógeno. La halogenación radicalaria es una reacción en cadena que implica la propagación de radicales libres. Ejemplo: Metano (CH4) + Cl₂ → CI+ CH3 - → CH3CI + HCI 2. Halogenación electrofílica: En esta reacción, el halógeno actúa como un electrófilo y se adiciona a un compuesto orgánico insaturado, como un alqueno o un alquino, mediante la formación de un intermediario carbocatiónico. El electrófilo halógeno ataca al enlace doble o triple, rompiendo el enlace pi y formando un nuevo enlace con el halógeno. Ejemplo: Eteno (C₂H4) + Cl2 → CICH₂CH₂CI Es importante destacar que la halogenación puede ser selectiva y regioselectiva, lo que significa que puede ocurrir en una posición específica de la molécula, dependiendo de las condiciones de reacción y la naturaleza de los reactivos. Además, la halogenación puede ser controlada mediante la temperatura y el tiempo de reacción. Las reacciones de halogenación son ampliamente utilizadas en la síntesis orgánica y tienen aplicaciones en la industria química y farmacéutica. Estas reacciones permiten la introducción de grupos halógeno en compuestos orgánicos, lo que puede alterar sus propiedades físicas, químicas y biológicas. Formación de alcoholes La formación de alcoholes en química orgánica se puede realizar a través de varias reacciones. Algunos métodos comunes para obtener alcoholes incluyen: 1. Hidratación de alquenos: Los alquenos, que son compuestos orgánicos con un enlace doble, pueden ser hidratados mediante la adición de agua (H₂O) en presencia de un catalizador ácido. La reacción rompe el enlace doble y agrega un grupo hidroxilo (-OH) al carbono, formando un alcohol. Ejemplo: Propeno (CH3CH=CH₂) + H₂O → Propan-2-ol (CH3CH(OH)CH3) 2. Reducción de cetonas y aldehídos: Las cetonas y aldehídos se pueden reducir para formar alcoholes utilizando agentes reductores, como hidruro de sodio (NaBH4) o borohidruro de sodio (NaBH4). Estos agentes donan un par de electrones para reducir el carbonilo a un grupo hidroxilo. Ejemplo: Acetona (CH3COCH3) + NaBH4 → 2-Propanol (CH3CH(OH)CH3) 3. Reducción de ácidos carboxílicos y sus derivados: Los ácidos carboxílicos y sus derivados, como los ésteres y los anhídridos, se pueden reducir para obtener alcoholes utilizando agentes reductores, como borohidruro de sodio (NaBH4) o hidruro de litio y aluminio (LiAlH4). Ejemplo: Ácido acético (CH³COOH) + LiAIH4 → Etanol (CH3CH₂OH) 4. Hidrogenación de alquinos: Los alquinos, que son compuestos orgánicos con un enlace triple, se pueden hidrogenar para formar aldehídos o alcoholes, dependiendo de las condiciones de reacción. Ejemplo: Propino (CH3C=CH) + H₂ → Propenal (CH3CH=CHO) o Propan-2-ol (CH3CH(OH)CH3) Estos son solo algunos ejemplos de métodos utilizados para formar alcoholes en química orgánica. La elección del método depende de la estructura del compuesto orgánico de partida y los objetivos de la síntesis. Además, es importante considerar la selectividad, las condiciones de reacción y la regioselectividad para obtener el alcohol deseado. Hidrohalogenación La hidrohalogenación en química orgánica es una reacción en la cual un haluro de hidrógeno (HX), como el ácido clorhídrico (HCI) o el ácido bromhídrico (HBr), se añade a un compuesto orgánico insaturado, como un alqueno o un alquino, para formar un haluro de alquilo. La hidrohalogenación puede ocurrir por dos mecanismos principales: la adición electrófila y la adición radicalaria. 1. Hidrohalogenación por adición electrófila: En este mecanismo, el electrófilo (H+) ataca al enlace del alqueno o alquino, generando un carbocatión. Luego, el haluro (X-) se une al carbocatión, formando el haluro de alquilo. Esta reacción sigue la regla de Markovnikov, que establece que el haluro de hidrógeno se une al carbono menos sustituido del doble enlace. Ejemplo: Propeno (CH3CH=CH₂) + HCI → 2-Cloropropano (CH3CHCICH3) 2. Hidrohalogenación por adición radicalaria: En este mecanismo, se forman radicales libres tanto del haluro de hidrógeno como del compuesto orgánico insaturado. El radical halógeno (X.) se une al alqueno o alquino, formando un radical alquilo. Luego, se produce la recombinación del radical alquilo con otro radical halógeno, generando el haluro de alquilo. Ejemplo: Propeno (CH3CH=CH₂) + HBr → CH3CH₂CH2Br Es importante tener en cuenta que la hidrohalogenación de alquinos puede producir mezclas de productos, ya que puede ocurrir tanto una adición de hidrógeno y halógeno en forma sinérgica como una adición sinérgica de dos moléculas de HX al alquino. La hidrohalogenación es una reacción química ampliamente utilizada en la síntesis orgánica para la introducción de grupos halógeno en compuestos orgánicos. Sin embargo, es importante tener en cuenta las condiciones de reacción y la selectividad, ya que pueden influir en la formación de isómeros y en la regioselectividad de la reacción. Eliminación Deshidratación de alcoholes La deshidratación de alcoholes es una reacción química en la cual se elimina una molécula de agua (H₂O) de un alcohol, generando un alqueno o un alquino. Esta reacción se lleva a cabo mediante la eliminación de los grupos hidroxilo (-OH) y de hidrógeno (-H) adyacentes en el alcohol. Existen diferentes métodos para llevar a cabo la deshidratación de alcoholes, algunos de los cuales son los siguientes: 1. Deshidratación ácida: En este método, se utiliza un ácido fuerte, como el ácido sulfúrico (H₂SO4) o el ácido fosfórico (H3PO4), como catalizador. El ácido protona al alcohol, generando un carbocatión. Luego, se produce una eliminación de agua entre los carbonos adyacentes al carbocatión, formando un alqueno. Ejemplo: Propan-2-ol (CH3CH(OH)CH3) + H2SO4 → Propeno (CH2=CHCH3) + H₂O 2. Deshidratación por eliminación intramolecular: En este método, el alcohol tiene una estructura adecuada que permite la formación de un ciclo en el que el grupo hidroxilo y el hidrógeno adyacente se eliminan como agua. Esto da lugar a la formación de un compuesto cíclico insaturado. Ejemplo: Ciclohexanol (C6H11OH) → Ciclohexeno (C6H10) + H₂O 3. Deshidratación utilizando reactivos deshidratantes: En algunos casos, se pueden utilizar reactivos deshidratantes, como el óxido de zinc (ZnO) o el cloruro de tionilo (SOCI2), para llevar a cabo la deshidratación de alcoholes. Estos reactivos facilitan la eliminación de agua del alcohol y promueven la formación del alqueno o alquino correspondiente. Ejemplo: 2-Propanol (CH3CH(OH)CH³) + ZnO → Propeno (CH₂=CHCH3) + H₂O Es importante tener en cuenta que la deshidratación de alcoholes puede ser influenciada por varios factores, como la temperatura, el tipo de alcohol, la estructura del alcohol y las condiciones de reacción. Además, es posible que ocurran reacciones secundarias, como la formación de subproductos no deseados, por lo que la selectividad y la regioselectividad pueden variar en función de las condiciones utilizadas. - Deshidrohalogenación de haluros de alquilo La deshidrohalogenación de haluros de alquilo es una reacción química en la cual se elimina un átomo de halógeno (como Cl, Br o l) de un haluro de alquilo, generando un alqueno o un alquino. Esta reacción se lleva a cabo mediante la eliminación de un haluro y un átomo de hidrógeno adyacentes al carbono con el haluro. Existen diferentes métodos para llevar a cabo la deshidrohalogenación de haluros de alquilo, algunos de los cuales son los siguientes: 1. Deshidrohalogenación mediante una base fuerte: En este método, se utiliza una base fuerte, como hidróxido de potasio (KOH) o hidróxido de sodio (NaOH), para eliminar el átomo de halógeno y generar el alqueno correspondiente. La base fuerte reacciona con el haluro de alquilo, capturando el haluro y formando el correspondiente alcóxido alcalino. Luego, se produce la eliminación de un átomo de hidrógeno adyacente al carbono con el haluro, generando el alqueno. Ejemplo: 2-Cloropropano (CH³CHCICH3) + KOH → Propeno (CH2=CHCH3) + KCI + H₂O 2. Deshidrohalogenación por eliminación E2: En esta reacción, se utiliza una base fuerte y un alquilamonio cuaternario (como el hidróxido de tetraalquilamonio) para promover la eliminación E2, en la cual se elimina simultáneamente el átomo de halógeno y un átomo de hidrógeno adyacente al carbono con el haluro. Esta reacción es especialmente útil cuando se requiere una alta regioselectividad. Ejemplo: 1-Bromobutano (CH3CH₂CH₂CH₂Br) + KOH → Buteno (CH3CH₂CH=CH₂) + KBr + H₂O Es importante tener en cuenta que la deshidrohalogenación de haluros de alquilo puede ser influenciada por varios factores, como la naturaleza del haluro, la base utilizada, la estructura del haluro de alquilo y las condiciones de reacción. Además, es posible que ocurran reacciones secundarias, como la formación de subproductos no deseados o la competencia con otras reacciones, por lo que la selectividad y la regioselectividad pueden variar en función de las condiciones utilizadas. Condensación Esterificación La esterificación es una reacción química en la cual un ácido carboxílico y un alcohol se combinan para formar un éster y agua. Esta reacción es catalizada típicamente por un ácido fuerte, como el ácido sulfúrico (H₂SO4) o el ácido clorhídrico (HCI), o mediante el uso de un catalizador ácido, como el ácido p-toluenosulfónico (TSOH) o el ácido fosfórico (H3PO4). La esterificación se representa generalmente con la siguiente ecuación: Ácido carboxílico + Alcohol Éster + Agua Durante la reacción de esterificación, el grupo hidroxilo (-OH) del ácido carboxílico se combina con el grupo alquiloxi (-OR) del alcohol, y se libera una molécula de agua. Un ejemplo común de esterificación es la formación de ésteres de ácidos carboxílicos con alcoholes, que produce compuestos orgánicos ampliamente utilizados en la industria y en la vida cotidiana, como los ésteres de saborizantes y aromas. Por ejemplo, la esterificación del ácido acético (CH³COOH) con el alcohol etanol (CH3CH₂OH) produce acetato de etilo (CH3COOCH₂CH3) y agua: CH3COOH + CH3CH₂OH ⇒ CH3COOCH₂CH3 + H₂O Es importante mencionar que la esterificación es una reacción reversible, y el equilibrio de la reacción puede estar influenciado por la presencia de exceso de uno de los reactivos o mediante la eliminación continua del agua formada. La esterificación es una reacción fundamental en la síntesis orgánica y tiene aplicaciones en la producción de ésteres utilizados en alimentos, bebidas, perfumes, plásticos, productos farmacéuticos y muchos otros productos químicos. - Formación de amidas La formación de amidas es una reacción química en la cual un ácido carboxílico o un derivado de ácido carboxílico (como un anhídrido o un éster) reacciona con una amina para producir una amida. Esta reacción se lleva a cabo mediante la sustitución del grupo hidroxilo (-OH) del ácido carboxílico por un grupo amino (-NH₂) de la amina. Existen diferentes métodos para llevar a cabo la formación de amidas, algunos de los cuales son los siguientes: 1. Formación de amidas a partir de ácidos carboxílicos y aminas: En esta reacción, el ácido carboxílico reacciona directamente con la amina en presencia de un catalizador, como el cloruro de tionilo (SOCI2) o el cloruro de oxalilo (C2O2Cl2). El catalizador ayuda a activar el ácido carboxílico para que reaccione con la amina y forme la amida. Ejemplo: Ácido acético (CH³COOH) + Metilamina (CH3NH2) → Acetamida (CH3CONHCH3) + Agua 2. Formación de amidas a partir de anhídridos y aminas: Los anhídridos de ácido reaccionan con las aminas para formar amidas en una reacción de sustitución. En esta reacción, el grupo oxígeno del anhídrido se sustituye por el grupo amino de la amina. Ejemplo: Anhídrido acético ((CH3CO)2O) + Metilamina (CH3NH₂)→ N-metilacetamida (CH3CONHCH3) + Ácido acético (CH3COOH) 3. Formación de amidas a partir de ésteres y aminas: Los ésteres pueden ser convertidos en amidas mediante una reacción de sustitución nucleofílica. En esta reacción, el grupo alquiloxi (- OR) del éster se sustituye por el grupo amino de la amina. Ejemplo: Etil acetato (CH3COOC2H5) + Anilina (C6H5NH₂) → N-etilacetanilida (CH3CO-NH-C2H5) + Etanol (C2H5OH) Es importante mencionar que la formación de amidas también puede ocurrir mediante otros métodos, como la reacción de amonólisis de nitrilos o la reducción de nitrilos a través de la hidrogenación catalítica. Además, las amidas son compuestos importantes en la química orgánica debido a su amplia presencia en productos naturales, fármacos y polímeros. Redox Combustión La combustión química orgánica es una reacción exotérmica en la cual un compuesto orgánico reacciona con oxígeno (O₂) para producir dióxido de carbono (CO2), agua (H₂O) y energía en forma de calor y luz. Esta reacción es una forma de oxidación completa, ya que el compuesto orgánico se oxida por completo hasta formar productos de combustión. La ecuación general de la combustión química orgánica se puede representar como sigue: Compuesto orgánico + O₂ → CO₂ + H₂O + Energía Durante la combustión, los enlaces carbono-hidrógeno (C-H) y carbono-carbono (C-C) presentes en el compuesto orgánico se rompen, y se forman enlaces carbono-oxígeno (C=O) y oxígeno- hidrógeno (O-H) en los productos de combustión. La combustión de compuestos orgánicos es una reacción altamente exotérmica, lo que significa que libera una gran cantidad de energía en forma de calor y luz. Esta energía liberada es la responsable de la producción de llamas y la generación de calor en procesos de combustión. Es importante destacar que la combustión de compuestos orgánicos es una reacción de oxidación completa, lo que implica que se quiere una cantidad adecuada de oxígeno para que se produzca. Si hay una falta de oxígeno durante la combustión, se puede generar monóxido de carbono (CO) en lugar de dióxido de carbono (CO₂), lo que puede ser peligroso debido a la toxicidad del monóxido de carbono. La combustión de compuestos orgánicos tiene una amplia aplicación en nuestra vida cotidiana, como en la combustión de combustibles fósiles (como gasolina, diesel, gas natural) para la generación de energía y en la combustión de biomasa y madera para calefacción y cocina. Sin embargo, es importante tener en cuenta que la combustión de compuestos orgánicos también contribuye a la emisión de gases de efecto invernadero y a la contaminación del aire, lo que tiene impactos negativos en el medio ambiente y en la salud humana. Reacciones redox (oxidación) menos intensas en alcoholes En química orgánica, los alcoholes pueden someterse a reacciones de oxidación, que implican la pérdida de electrones. Sin embargo, en comparación con otros compuestos orgánicos, las reacciones de oxidación de alcoholes tienden a ser menos intensas y más selectivas. A continuación, se presentan algunas de las reacciones de oxidación menos intensas que pueden ocurrir en alcoholes: 1. Oxidación de alcoholes primarios a aldehídos: Los alcoholes primarios pueden oxidarse a aldehídos mediante reactivos oxidantes suaves, como el reactivo de Jones (una solución de ácido crómico en ácido sulfúrico) o el reactivo de PCC (piridinio clorocromato). Estos reactivos permiten una oxidación parcial del alcohol, sin llegar a la oxidación completa a ácido carboxílico. El aldehído resultante conserva un grupo funcional carbonilo (-CHO). 2. Oxidación de alcoholes secundarios a cetonas: Los alcoholes secundarios pueden oxidarse a cetonas utilizando reactivos oxidantes moderados, como el reactivo de Jones o el reactivo de PCC. Al igual que en el caso de los aldehídos, la oxidación es parcial y no se llega a la formación del ácido carboxílico. La cetona resultante contiene un grupo funcional carbonilo (-C=O) en el carbono oxidado. 3. Oxidación de alcoholes terciarios: Los alcoholes terciarios no son susceptibles a la oxidación debido a la falta de átomos de hidrógeno unidos a carbonos oxidables. Debido a esta falta de hidrógenos oxidables, los alcoholes terciarios no pueden formar productos de oxidación como aldehídos o cetonas. Es importante tener en cuenta que las reacciones de oxidación de alcoholes pueden ser influenciadas por varios factores, como el tipo de alcohol, el reactivo oxidante utilizado y las condiciones de reacción. Además, existen reactivos más fuertes, como el permanganato de potasio (KMnO4) o el dicromato de potasio (K₂Cr₂O7), que pueden oxidar alcoholes primarios y secundarios a ácidos carboxílicos. Es crucial considerar la selectividad de las reacciones de oxidación en la síntesis orgánica, ya que es posible obtener una variedad de productos de oxidación según las condiciones y los reactivos utilizados. Ácido-base Concepto de ácido-base según Arrhenius. Según la definición de ácido-base propuesta por Svante Arrhenius, un ácido es una sustancia que, al disolverse en agua, libera iones de hidrógeno (H+), mientras que una base es una sustancia que, al disolverse en agua, libera iones de hidróxido (OH-). En términos más generales, Arrhenius define los ácidos como sustancias que aumentan la concentración de iones de hidrógeno (H+) en una solución acuosa, y las bases como sustancias que aumentan la concentración de iones de hidróxido (OH-) en una solución acuosa. Según esta definición, el proceso de disociación de un ácido o una base en agua resulta en la formación de iones hidrógeno (H+) o hidróxido (OH-), respectivamente. Los iones H+ y OH- son responsables de las propiedades características de los ácidos y las bases, como su capacidad para reaccionar con otras sustancias y producir cambios en el pH de una solución. Es importante destacar que la definición de ácido-base de Arrhenius se limita a soluciones acuosas y no abarca otras reacciones o sistemas químicos. Con el tiempo, se han desarrollado otras teorías más amplias, como la teoría de Brønsted-Lowry y la teoría de Lewis, que proporcionan definiciones más generales y abarcan una amplia gama de sistemas químicos. Concepto de ácido-base según Brönsted-Lowry. Concepto ácido y base conjugados. Concepto de sustancias anfóteras Según la definición propuesta por Brönsted-Lowry, un ácido es una sustancia capaz de donar un protón (H+) y una base es una sustancia capaz de aceptar un protón (H+). En esta definición, un ácido se considera como la especie química que dona un protón, mientras que una base se considera como la especie química que acepta un protón en una reacción química. Es importante destacar que la definición de Brönsted-Lowry es más general que la definición de Arrhenius, ya que no se limita a soluciones acuosas. Puede aplicarse a una amplia variedad de sistemas químicos, incluyendo reacciones en disolventes no acuosos y reacciones en fase gaseosa. Además, según el concepto de ácido y base conjugados, cuando un ácido pierde un protón, se convierte en su base conjugada, y cuando una base acepta un protón, se convierte en su ácido conjugado. Esto implica que en una reacción ácido-base, los ácidos y bases conjugados están siempre presentes. Por otro lado, las sustancias anfóteras son aquellas que pueden comportarse tanto como ácidos como bases, dependiendo de las condiciones en las que se encuentren. Estas sustancias pueden donar o aceptar protones en diferentes contextos y actuar como ácidos o bases según las circunstancias. En resumen, la definición de Brönsted-Lowry amplía el concepto de ácido y base más allá de las soluciones acuosas y proporciona una base teórica más amplia para comprender las reacciones ácido-base en diversos sistemas químicos. Ácidos fuertes y bases fuertes: características de su disociación. Problemas en los que aparecen. Los ácidos fuertes son aquellos que se disocian completamente en solución acuosa, liberando todos sus protones (H+). Esto significa que la reacción de disociación del ácido es prácticamente irreversible. Algunos ejemplos de ácidos fuertes son el ácido clorhídrico (HCI), el ácido sulfúrico (H₂SO4) y el ácido nítrico (HNO3). Por otro lado, las bases fuertes son aquellas que también se disocian completamente en solución acuosa, liberando iones hidróxido (OH-). Al igual que los ácidos fuertes, la disociación de las bases fuertes es prácticamente irreversible. Un ejemplo común de base fuerte es el hidróxido de sodio (NaOH). Las características de la disociación de los ácidos y bases fuertes son las siguientes: - La disociación es completa, es decir, todos los ácidos o bases fuertes se disocian en iones en solución acuosa. - La reacción de disociación es prácticamente irreversible, lo que significa que el equilibrio se desplaza completamente hacia la formación de productos disociados. La concentración de los iones hidrógeno (H+) en caso de ácidos fuertes, o los iones hidróxido (OH-) en caso de bases fuertes, es alta en solución. En problemas químicos, los ácidos y bases fuertes se pueden utilizar para calcular el pH de una solución, determinar la neutralización en reacciones ácido-base, o calcular las concentraciones de iones en soluciones acuosas, entre otros. Además, se utilizan como reactivos en diferentes síntesis químicas y en la preparación de soluciones estándar en laboratorios. Ácidos débiles y bases débiles: Características de su disociación, saber escribir su equilibrio de disociación, expresión de su constante de equilibrio (constante de acidez o basicidad). La disociación de ácidos débiles y bases débiles se caracteriza por las siguientes características: - 1. Disociación parcial: A diferencia de los ácidos y bases fuertes, que se disocian completamente en solución acuosa, los ácidos débiles y bases débiles se disocian solo parcialmente. Esto significa que solo una fracción de las moléculas de ácido o base se ioniza en iones H+ (ácidos) o OH- (bases), mientras que el resto permanece en forma molecular. 2. Equilibrio químico: La disociación de los ácidos y bases débiles establece un equilibrio químico entre las especies disociadas y no disociadas. Esto significa que tanto las especies ionizadas como las no ionizadas coexisten en la solución en un estado de equilibrio dinámico. 3. Reversibilidad: La disociación de los ácidos débiles y bases débiles es un proceso reversible. Esto implica que los iones H+ (ácidos) o los iones OH- (bases) pueden volver a combinar con las moléculas no ionizadas para regenerar el ácido o la base original. 4. Constante de equilibrio: La disociación parcial de los ácidos y bases débiles está cuantificada por la constante de equilibrio, que es una medida de la tendencia del equilibrio hacia los productos de disociación. La constante de equilibrio para la disociación de ácidos débiles se llama constante de acidez (Ka), mientras que para las bases débiles se llama constante de basicidad (Kb). 5. Fuerza relativa: La disociación de ácidos débiles y bases débiles está relacionada con su fuerza relativa. Cuanto mayor sea la constante de acidez (Ka) o la constante de basicidad (Kb), mayor será la tendencia del ácido o la base débil a disociarse y más fuerte será en términos de su actividad química. En resumen, la disociación de ácidos débiles y bases débiles se caracteriza por una disociación parcial, establecimiento de un equilibrio químico reversible, presencia de constantes de equilibrio y una fuerza relativa que depende de la tendencia a la ionización. Los ácidos débiles y bases débiles son sustancias que se disocian parcialmente en solución acuosa, liberando solo una fracción de sus iones. A diferencia de los ácidos y bases fuertes, la disociación de los ácidos y bases débiles es reversible y establece un equilibrio químico entre las especies disociadas y no disociadas. Para representar la disociación de un ácido débil, se utiliza una flecha doble () para indicar la reversibilidad. Por ejemplo, consideremos el ácido acético (CH³COOH), que es un ácido débil. Su disociación en agua se puede representar de la siguiente manera: CH3COOH CH3COO- + H+ Donde CH3COO- es el ion acetato y H+ es el catión hidrógeno. La constante de equilibrio para la disociación de un ácido débil se llama constante de acidez (ka) o constante de disociación ácida. La expresión general para la constante de acidez de un ácido débil es: Ka = [CH3COO-][H+] / [CH3COOH] Donde [CH3COO-] representa la concentración del ion acetato, [H+] representa la concentración de iones hidrógeno y [CH³COOH] representa la concentración del ácido acético sin disociar. La constante de acidez indica la tendencia del ácido a disociarse y su magnitud está relacionada con la fuerza del ácido débil. De manera similar, las bases débiles se disocian parcialmente en solución acuosa y establecen un equilibrio entre las especies disociadas y no disociadas. Para una base débil, la constante de equilibrio se llama constante de basicidad (Kb) o constante de disociación básica. Es importante destacar que la constante de acidez (Ka) y la constante de basicidad (Kb) son valores que se utilizan para cuantificar la fuerza relativa de los ácidos y bases débiles. Cuanto mayor sea el valor de Ka o Kb, mayor será la tendencia del ácido o base débil a disociarse y mayor será su fuerza relativa. Relación del valor de la constante de acidez (Ka) o de basicidad (Kb) con la fuerza del ácido o la base. La constante de acidez (Ka) o de basicidad (Kb) es una medida de la fuerza relativa de un ácido o una base débil. Cuanto mayor sea el valor de Ka o Kb, más fuerte será el ácido o la base. - En el caso de los ácidos, una constante de acidez (Ka) alta indica que el ácido se disocia fácilmente en solución y libera una alta concentración de iones H+. Esto indica que el ácido es fuerte y tiene una mayor capacidad para donar protones. Por el contrario, un valor de Ka bajo indica que el ácido se disocia en menor medida y libera una menor concentración de iones H+. Esto indica que el ácido es débil y tiene una menor capacidad para donar protones. En el caso de las bases, una constante de basicidad (Kb) alta indica que la base acepta protones fácilmente y se disocia en solución para formar una alta concentración de iones OH-. Esto indica que la base es fuerte y tiene una mayor capacidad para aceptar protones. Por el contrario, un valor de Kb bajo indica que la base acepta protones en menor medida y forma una menor concentración de iones OH-. Esto indica que la base es débil y tiene una menor capacidad para aceptar protones. En resumen, el valor de la constante de acidez (Ka) o de basicidad (Kb) está relacionado con la fuerza relativa del ácido o la base. Un valor alto indica una mayor disociación y una mayor capacidad para donar o aceptar protones, lo que se asocia con una mayor fuerza del ácido o la base. Por otro lado, un valor bajo indica una menor disociación y una menor capacidad para donar o aceptar protones, lo que se asocia con una menor fuerza del ácido o la base. Recordar que en un par conjugado, cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, y viceversa. Correcto, en un par ácido-base conjugado, existe una relación inversa entre la fuerza del ácido y la fuerza de su base conjugada. Esto se conoce como el principio de la relación inversa ácido- base conjugada. Si un ácido es fuerte, significa que se disocia fácilmente en solución y libera una alta concentración de iones H+. Como resultado, su base conjugada tendrá una menor capacidad para aceptar protones, ya que el ácido ha donado fácilmente su protón. Por lo tanto, la base conjugada será más débil. Por otro lado, si un ácido es débil, se disocia en menor medida y libera una menor concentración de iones H+. Esto indica que su base conjugada tiene una mayor capacidad para aceptar protones, ya que el ácido no los dona fácilmente. En este caso, la base conjugada será más fuerte. Esta relación inversa entre la fuerza del ácido y la fuerza de su base conjugada se basa en el intercambio de protones. Un ácido fuerte tiende a donar su protón con mayor facilidad, lo que resulta en una base conjugada más débil. Por otro lado, un ácido débil retiene más firmemente su protón, lo que conduce a una base conjugada más fuerte. Es importante destacar que esta relación inversa se aplica solo a los pares ácido-base conjugados, no a todos los ácidos y bases en general. Reconocer los principales ácidos y bases fuertes. Algunos ejemplos de ácidos fuertes son: - Ácido clorhídrico (HCI) - Ácido sulfúrico (H₂SO4) - Ácido nítrico (HNO3) - Ácido clórico (HCIO3) - Ácido bromhídrico (HBr) - Ácido yodhídrico (HI) Estos ácidos se disocian completamente en agua, liberando una alta concentración de iones H+. En cuanto a las bases fuertes, algunos ejemplos son: - Hidróxido de sodio (NaOH) - Hidróxido de potasio (KOH) - Hidróxido de calcio (Ca(OH)2) - Hidróxido de bario (Ba(OH)2) - Hidróxido de estroncio (Sr(OH)2) Estas bases se disocian completamente en agua, liberando una alta concentración de iones OH-. Es importante tener en cuenta que estos ejemplos representan algunos de los ácidos y bases fuertes más comunes, pero hay otros compuestos que también pueden considerarse ácidos y bases fuertes. Relación fuerza de los ácidos con su estructura molecular. La fuerza de un ácido está relacionada con su capacidad para donar protones (iones H+) en solución acuosa. La fuerza de un ácido depende principalmente de la estabilidad de su base conjugada, es decir, la especie formada después de perder un protón. En general, se pueden establecer las siguientes tendencias en la fuerza de los ácidos: 1. Electronegatividad del átomo de hidrógeno: Cuanto mayor sea la electronegatividad del átomo de hidrógeno en el ácido, mayor será la fuerza del ácido. Esto se debe a que un átomo de hidrógeno más electronegativo tiende a retener con mayor fuerza su electrón compartido, lo que facilita la transferencia de un protón. 2. Polaridad del enlace O-H: Los ácidos con enlaces O-H polarizados tienden ser más fuertes que aquellos con enlaces no polarizados. La polaridad del enlace O-H facilita la separación del protón, ya que el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno. 3. Estabilidad de la base conjugada: Cuanto más estable sea la base conjugada del ácido, más fuerte será el ácido. Una base conjugada estable es capaz de aceptar el protón de manera efectiva y formar una especie menos reactiva. Estos son solo algunos factores que pueden influir en la fuerza de los ácidos, y es importante tener en cuenta que la fuerza de un ácido también puede depender de otros factores específicos de cada compuesto. Ácidos polipróticos: saber escribir todas sus posibles disociaciones y recordar que la segunda disociación tiene una constante de equilibrio menor que la primera, y la tercera menor que la segunda (cuando haya una tercera disociación). Los ácidos polipróticos son aquellos que pueden donar más de un protón en solución acuosa. A medida que se disocian, forman especies con cargas negativas y pierden capacidad para donar protones adicionales. Aquí tienes un ejemplo de las posibles disociaciones de un ácido poliprótico genérico: 1. Primera disociación: Ácido H₂A = H* + H₂A¯ 2. Segunda disociación: H₂A H+ + HA²- 3. Tercera disociación (si aplica): HA² ⇒ H+ + A³- Es importante destacar que la constante de equilibrio (K) para la segunda disociación será menor que la constante de equilibrio para la primera disociación, y la constante de equilibrio para la tercera disociación (si aplica) será menor que la constante de equilibrio para la segunda disociación. Esto se debe a que, a medida que se disocian sucesivamente, la concentración de las especies cargadas negativamente aumenta, lo que afecta la posición del equilibrio y disminuye la constante de equilibrio. Cabe mencionar que la fuerza de las disociaciones de ácidos polipróticos puede variar según el ácido específico. Algunos ejemplos de ácidos polipróticos comunes son el ácido fosfórico (H3PO4), el ácido sulfúrico (H₂SO4) y el ácido cítrico (H³C6H5O7). Problemas de aplicación de todo lo anterior, incluyendo el cálculo del grado de disociación. Equilibrio de autoionización del agua, expresión y valor de su constante de equilibrio( Kw- producto iónico del agua) El equilibrio de autoionización del agua es el proceso en el cual las moléculas de agua se disocian en iones hidróxido (OH) e iones hidronio (H3O*). La expresión del equilibrio se representa de la siguiente manera: H₂O H+ + OH- La constante de equilibrio para este proceso se conoce como el producto iónico del agua (Kw) y tiene un valor definido a una temperatura determinada. A 25 °C (298 K), el valor de Kw es aproximadamente 1.0 x 10-14. La expresión matemática para Kw se puede obtener considerando que la concentración de H* es igual a la concentración de OH¯ en el equilibrio, y se define como: Kw = [H*] [OH-] Debido a que la concentración de H* y OH son iguales en el equilibrio, se puede simplificar la expresión de Kw como: Kw = [H+]² Dado que Kw tiene un valor constante a una temperatura dada, cualquier cambio en la concentración de H* o OH afectará la otra especie para mantener el producto de las concentraciones igual a Kw. Esto es lo que da lugar a la propiedad de neutralidad del agua, ya que la concentración de iones H+ y OH en el agua pura es igual y muy baja (aproximadamente 1.0 x 10-7 M). Es importante tener en cuenta que el valor de Kw varía con la temperatura, aumentando a temperaturas más altas y disminuyendo a temperaturas más bajas. Conceptos de pH y pOH. Saber asociar a una disolución ácida, neutra o básica el valor de pH que les corresponde, así como el valor de [H3O+]y [OH-]. El pH y el pOH son medidas utilizadas para cuantificar la acidez o la basicidad de una solución. El pH se relaciona con la concentración de iones hidronio (H3O*), mientras que el pOH se relaciona con la concentración de iones hidróxido (OH). Estas medidas se definen mediante las siguientes ecuaciones: pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-] En una disolución ácida, el pH es menor que 7, lo que indica una concentración de iones H³O+ mayor que la de iones OH-. Cuanto menor sea el pH, mayor será la acidez de la solución. Por ejemplo, un pH de 1 es muy ácido. En una disolución neutra, el pH es igual a 7, lo que indica una concentración igual de iones H3O+ y OH-. El agua pura a 25 °C se considera neutra, ya que tiene una concentración de H3O+ y OH- de 1.0 x 10-7 M. En una disolución básica, el pH es mayor que 7, lo que indica una concentración de iones OH- mayor que la de iones H3O+. Cuanto mayor sea el pH, mayor será la basicidad de la solución. Por ejemplo, un pH de 14 es muy básico. La relación entre el pH, el pOH, la concentración de iones H3O+ y la concentración de iones OH- se puede expresar mediante la ecuación: pH + pOH = 14 Además, se puede calcular la concentración de iones H3O+ o iones OH a partir del pH o el pOH utilizando las siguientes ecuaciones: [H3O+] = 10(-PH) [OH-] = 10(-POH) En resumen, el pH y el pOH son medidas que indican la acidez o la basicidad de una solución. Un pH menor que 7 indica una solución ácida, un pH igual a 7 indica una solución neutra, y un pH mayor que 7 indica una solución básica. El pH y el pOH se relacionan con las concentraciones de iones H3O+ y OH- en solución. Problemas de cálculo de pH o pOH. Ejemplo 1: Calcula el pH de una solución con una concentración de iones H3O+ de 0.001 M. Solución: Utilizando la ecuación pH = -log[H3O+], podemos calcular el pH de la siguiente manera: pH = -log(0.001) = −(-3) = 3 Por lo tanto, el pH de esta solución es 3. Ejemplo 2: Calcula el pOH de una solución con una concentración de iones OH- de 1.0 x 10-4 M. Solución: Utilizando la ecuación pOH = -log[OH-], podemos calcular el pOH de la siguiente manera: pOH = -log(1.0 x 10-4) = -(-4) = 4 Por lo tanto, el pOH de esta solución es 4. Recuerda que en una solución neutra, el pH es igual a 7 y el pOH es también igual a 7. Si conoces el valor de pH, puedes usar la ecuación pH + pOH 14 para calcular el pOH correspondiente. Del mismo modo, si conoces el valor de pOH, puedes utilizar la misma ecuación para calcular el pH correspondiente. Espero que estos ejemplos te ayuden a comprender cómo calcular el pH y el pOH en diferentes situaciones. Hidrólisis: Razonamiento de cómo será la disolución de una sal en agua (ácida, básica o neutra) según los iones que la forman y su capacidad para reaccionar con el agua. Saber expresar las reacciones de hidrólisis así como sus constantes y su relación con Ka o Kb en cada caso. La hidrólisis es un proceso en el cual una sal se disocia en sus iones constituyentes y reacciona con el agua para formar especies ácidas o básicas. La naturaleza ácida, básica o neutra de la disolución resultante dependerá de los iones que conforman la sal y su capacidad para reaccionar con el agua. Cuando los iones provenientes de la sal son espectadores y no reaccionan significativamente con el agua, la disolución será neutra. Esto ocurre con las sales de espectadores como NaCl, KBr, MgSO4, entre otras. Sin embargo, cuando los iones provenientes de la sal reaccionan con el agua, pueden actuar como ácidos o bases y afectar el pH de la disolución resultante. En estos casos, se pueden presentar dos situaciones: 1. Hidrólisis de una sal de un ácido débil: En este caso, el anión de la sal reacciona con el agua y actúa como una base, mientras que el catión no reacciona significativamente. La reacción de hidrólisis se puede expresar de la siguiente manera: Anión + H₂O = Ácido débil + OH- La constante de hidrólisis, K, está relacionada con la constante de acidez, K, del ácido débil según la siguiente relación: K = Kw / K₂ Donde Kw es la constante de ionización del agua. Si K es mayor que 1, la disolución será básica. Si Kes menor que 1, la disolución será ácida. a 2. Hidrólisis de una sal de una base débil: En este caso, el catión de la sal reacciona con el agua y actúa como un ácido, mientras que el anión no reacciona significativamente. La reacción de hidrólisis se puede expresar de la siguiente manera: Catión + H₂O = Base débil + H3O+ La constante de hidrólisis, Kb, está relacionada con la constante de basicidad, Kb, de la base débil según la siguiente relación: Kb = Kw / Kb Si Kb es mayor que 1, la disolución será ácida. Si Kb es menor que 1, la disolución será básica. Es importante tener en cuenta que la constante de hidrólisis, ya sea K o Kb, nos indica el grado de reacción de los iones con el agua y, por lo tanto, la acidez o basicidad de la disolución resultante. En resumen, para determinar si una disolución de una sal será ácida, básica o neutra, se debe analizar la naturaleza de los iones presentes y su capacidad para reaccionar con el agua mediante la hidrólisis. Las constantes de hidrólisis, K y Kb, nos proporcionan información sobre el grado de hidrólisis y la acidez o basicidad resultante. Neutralización: Saber en qué consiste y escribir y ajustar una reacción de neutralización. La neutralización es una reacción química en la cual un ácido reacciona con una base para formar una sal y agua. Durante esta reacción, los iones H* del ácido se combinan con los iones OH- de la base para formar moléculas de agua, mientras que los iones restantes se unen para formar una sal. La ecuación general de una reacción de neutralización puede escribirse de la siguiente manera: Ácido + Base → Sal + Agua Por ejemplo, consideremos la neutralización entre ácido clorhídrico (HCI) y la base hidróxido de sodio (NaOH): HCI + NaOH →→ NaCl + H₂O En esta reacción, los iones H+ del ácido clorhídrico se combinan con los iones OH del hidróxido de sodio para formar moléculas de agua, mientras que los iones restantes, Na+ y Cl-, se unen para formar la sal cloruro de sodio (NaCl). Es importante tener en cuenta que al escribir y ajustar una reacción de neutralización, debemos asegurarnos de que la cantidad de átomos y cargas esté equilibrada en ambos lados de la ecuación. Esto se logra ajustando los coeficientes estequiométricos adecuados. En el ejemplo anterior, la ecuación ya está ajustada. Hay un átomo de hidrógeno en ambos lados de la ecuación, un átomo de cloro en ambos lados, un átomo de sodio en ambos lados y dos átomos de oxígeno en ambos lados. Además, las cargas están equilibradas, ya que hay un ión positivo (Na+) y un ión negativo (CI) en ambos lados de la ecuación. En resumen, una reacción de neutralización es aquella en la cual un ácido y una base reaccionan para formar una sal y agua. Al escribir y ajustar una reacción de neutralización, debemos asegurarnos de que la cantidad de átomos y cargas esté equilibrada en ambos lados de la ecuación. Entender el concepto de valoración ácido-base y resolver problemas sobre este proceso. La valoración ácido-base es un proceso en el cual se determina la concentración de una solución ácida o básica (conocida como analito) mediante la reacción con una solución de concentración conocida de una base o ácido (conocida como titulante). Esta técnica se utiliza para cuantificar la cantidad de un ácido o base presente en una muestra desconocida. En una valoración ácido-base, el analito y el titulante reaccionan en una relación estequiométrica definida, lo que permite calcular la concentración del analito. Esto se logra utilizando un indicador de pH o realizando un seguimiento de la curva de titulación utilizando un pHmetro. Para resolver problemas de valoración ácido-base, es importante conocer la estequiometría de la reacción entre el analito y el titulante. Esto implica conocer la ecuación química balanceada y la relación molar entre el analito y el titulante. A continuación, se presenta un ejemplo de un problema de valoración ácido-base: Se tiene una solución de ácido clorhídrico (HCI) de concentración desconocida. Se titula con una solución de hidróxido de sodio (NaOH) de concentración 0.1 M. La reacción entre el HCI y el NaOH es de 1:1. Se requieren 25 ml de la solución de NaOH para neutralizar completamente 20 ml de la solución de HCI. ¿Cuál es la concentración del HCI? Para resolver este problema, se utiliza la relación estequiométrica de 1:1 entre el HCI y el NaOH. Dado que se utilizan 25 ml de la solución de NaOH para neutralizar completamente 20 ml de la solución de HCI, podemos establecer la siguiente proporción: (0.1 M) * (25 ml) = (Concentración desconocida de HCI) * (20 ml) Despejando la concentración desconocida de HCI, obtenemos: Concentración desconocida de HCI = (0.1 M * 25 ml) / 20 ml = 0.125 M Por lo tanto, la concentración del HCI es de 0.125 M. En resumen, para resolver problemas de valoración ácido-base, se debe establecer una relación estequiométrica entre el analito y el titulante, y utilizar esta relación para calcular la concentración desconocida del analito. Disoluciones reguladoras o amortiguadoras: Entender el concepto de este tipo de disoluciones y su funcionamiento. Las disoluciones reguladoras, también conocidas como disoluciones amortiguadoras o buffer, son disoluciones que tienen la capacidad de resistir cambios significativos en su pH cuando se les añaden pequeñas cantidades de ácidos o bases. Estas disoluciones son muy importantes en la química y la bioquímica, ya que permiten mantener el pH de un sistema dentro de un rango específico, lo que es esencial para el funcionamiento adecuado de muchos procesos químicos y biológicos. El funcionamiento de una disolución reguladora se basa en la presencia de un par conjugado ácido-base débil en la solución. Este par consiste en un ácido débil y su base conjugada, que es una especie capaz de aceptar protones (H+). Cuando se añade un ácido a la disolución reguladora, el ácido débil presente en la solución reacciona con el ácido añadido, neutralizándolo y evitando un cambio drástico en el pH. De manera similar, si se añade una base a la disolución reguladora, la base conjugada presente en la solución reacciona con la base añadida, evitando un cambio significativo en el pH. El sistema amortiguador es efectivo dentro de un rango de pH determinado, conocido como rango de capacidad amortiguadora. Este rango depende de la concentración relativa del ácido débil y su base conjugada en la disolución. La capacidad amortiguadora es máxima cuando las concentraciones del ácido y su base conjugada son aproximadamente iguales. Para preparar una disolución reguladora, se puede combinar un ácido débil con una sal de su base conjugada o una base débil con una sal de su ácido conjugado. Al elegir los componentes adecuados y ajustar sus concentraciones, es posible obtener una disolución con un pH específico y una capacidad amortiguadora óptima. En resumen, las disoluciones reguladoras o amortiguadoras son disoluciones que pueden mantener el pH de un sistema dentro de un rango específico al resistir cambios significativos en respuesta a la adición de ácidos o bases. Su funcionamiento se basa en la presencia de un par conjugado ácido-base débil que reacciona con los ácidos o bases añadidos para evitar cambios drásticos en el pH. En los problemas de este bloque ácido-base es imprescindible manejar el cálculo de la molaridad de una disolución a partir de los datos de su densidad y el porcentaje en masa del soluto, así como los cálculos de nuevas concentraciones a partir de diluciones (adición de agua) de otras, así como cualquier otro concepto propio del trabajo con disoluciones. Rédox En la actualidad, los conceptos de oxidación y reducción no se limitan al aumento o disminución del contenido de oxigeno de una sustancia. El significado de reacciones de oxidación-reducción, o reacciones redox, se ha ampliado a todos los procesos en que tiene lugar, real o aparentemente, una transferencia de electrones, y por tanto, alguna variación en el número de oxidación de los elementos. En una reacción de oxidación-reducción se observan los siguientes agentes y procesos: Agente reductor es la sustancia que contiene el elemento cuyo número de oxidación aumenta. Este elemento se oxida reduciendo a otro. - - Oxidación es el proceso de pérdida de electrones por parte de un reductor. Reducción es el proceso de ganancia de electrones por parte de un oxidante. Agente oxidante es la sustancia que contiene el elemento cuyo número de oxidación disminuye. Este elemento se reduce oxidando a otro. Semirreacción de oxidación es el proceso en que un elemento aumenta su número de oxidación, lo que equivale a una pérdida real o aparente de electrones. Semirreacción de reducción es el proceso en que un elemento disminuye su número de oxidación, lo que equivale a una ganancia real o aparente de electrones. Para el ajuste de las ecuaciones de oxidación-reducción debe realizarse: Un balance de masas que asegure que hay el mismo número de átomos de cada elemento en los dos miembros de la ecuación. Un balance de cargas para lograr que el número de electrones cedidos en la oxidación del reductor sea igual que el de los electrones ganados en la reducción del oxidante. Para satisfacer este doble balance puede seguirse el método del ion-electrón. Una pila voltaica o pila electroquímica es un dispositivo que permite producir corriente eléctrica a partir de una reacción redox espontánea. Ánodo, polo -, es el electrodo donde se produce la oxidación. Cátodo, polo +, es el electrodo donde tiene lugar la reducción. - Los electrones circulan del ánodo al catodo por el conductor externo. Un electrodo actúa de cátodo o de ánodo dependiendo de la naturaleza del otro electrodo con el que forma la pila voltaica. El potencial estándar, o fuerza electromotriz fem, de la pila se calcula mediante la expresión: Eºpila = E°cátodo - Eᵒánodo El poder oxidante y el poder reductor de una especie química dependen del valor de su potencial estándar de reducción: Cuanto más positivo es el potencial estándar de reducción, mayor es la fuerza oxidante de la especie que aparece en la semirreacción. Cuanto más negativo, o menos positivo, es el potencial estándar de reducción, mayor es la fuerza reductora de la especie que aparece en la semi-rreacción. Una reacción redox es espontánea si es positivo el valor de la fuerza electromotriz o potencial estándar de la pila que podrían formar las dos semirreacciones que constituyen la reacción redox. La variación de energía libre que tiene lugar durante una reacción redo es igual al trabajo eléctrico máximo que puede conseguir dicha reacción y, en condiciones estándar, puede calcularse a partir de la siguiente expresión: AG° =- n F Eº Electrólisis es el proceso en el que el paso de la corriente eléctrica por una disolución o por un fundido de un electrolito produce una reacción de oxidación-reducción no espontánea. La cuba electrolítica es el recipiente donde se produce el proceso de electrólisis. Leyes de Faraday de la electrólisis Primera ley: la cantidad de sustancia que se deposita o se desprende en los electrodos de una cuba electrolítica es proporcional a la cantidad de electricidad que circula por ella. - Segunda ley: la carga total que debe pasar por una cuba electrolítica para que circule 1 mol de electrones es de 96 500 C (1F). Formulación Orgánica Formula O || R- C -OH O || R-C-O-R' R-C-NH₂ Tabla de preferencia de grupos funcionales de Química Orgánica R-C=N O R-C-H O || R-C-R' R-OH R-NH₂ 2 R-O-R' C=C -C=C- R-NO R-X -R 2 Función Ácido Éster Amida Nitrilo Aldehído Cetona Alcohol Amina Éter Doble enlace Triple enlace Nitro Halógeno Radical Sufijo si es grupo principal -oico -oato de ... ilo -amida -nitrilo -al -ona -ol -amina -oxi ... ano - il...ileter -eno -ino Prefijo si es sustituyente (grupo secundario) carboxi- alcoxicarbonil- carbamoil- ciano- охо- OXO- hidroxi- amino- оха- nitro- fluoro-, cloro-, bromo-, yodo- – il CH-COOH 3 ácido etanoico Ejemplo CH₂-COO-CH 3 etanoato de metilo CH,-CH,-CONH, Propanamida 3 CH₂-CN 3 Etanonitrilo Cianuro de metilo CH,-CH,-CHO Propanal 3 2 CH,-CO-CH Propanona CH-CH OH 3 2 Etanol CH-CH-NH 3 2 3 Etilamina Etanamina CH-O-CH-CH 2 3 Metoxietano Etilmetiléter CH₂-CH=CH 3 Propeno CH₂-C=CH 3 CH₂-CH Br 3 2 Bromoetano CH 3 Propino CH₂-CH-NO 3 2 Nitroetano 2 2 CH₂-CH-CH₂ 3 Metilpropano 2 3 3 Formulación inorgánica Introducción Fórmulas de las sustancias química A principios del siglo XIX, el químico sueco J.J. Berzelius introdujo un procedimiento para denominar abreviadamente a los elementos y los compuestos químicos mediante fórmulas químicas. "Una fórmula es una expresión simbólica de la composición y estructura de una sustancia química" Cada compuesto químico se designa mediante una fórmula específica, que contiene los símbolos de los elementos que la forman, y unos subíndices que expresan la relación numérica entre los elementos. La tabla periódica Parodo 1 2 3 5 6 7 12 ΤΑ ΠΙΑ Li Be 6.94 9.01 Litio Berilio Na Mg 24.31 22.99 Sodio Magnesio III B 55 SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS 5 6 7 8 9 10 11 VB VIB VII B VIII IB 4 IV B Número atómico Lantánidos 6 Masa atómica Nombre- Actínidos 7 H 1,000 Hidrógeno - Símbolo| Negro-sólido Azul-liquido Metales Semimetales No metales Inertes 12 II B Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt (261) (265) (266) Francio Radio Actinio Autherford Dubnio Seaborgio Bohrio Hassio Meitnerio Rojo-gas Violeta-artificial 13 14 III A TIVA 15 16 17 VA VIA VIIA 18,99 Flúor B C N O F Ne 10,81 12.01 14.01 16.00 Boro Carbono Nitrógeno Oxigeno K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 50.94 54,94 54.94 44.96 55.55 58.70 56.70 63.55 65.36 72.59 69.72 79.90 63.80 Galio Germanio Arsénico Selenio Bromo Criptón 78.96 74,92 39.10 40.08 Potasio Calcio Escandio 20.15 Titanio Vanadio Cromo Manganes Hiero Cobalto Niquel Cobre Zinc 18 Gases nobles 53 38 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 00.91 95.94 102.91 106.4 107,87 112,40 114.02 05,47 Rubidio Estroncio Itrio 91,22 92,91 (97) 101,07 Circonio Niobio Molibdend Tecnecio Rutenio Rodio Paladio Plata Cadmio Indio 110.69 121,75 127,60 126.90 131,30 Estaño Antimonic Telurio Yodo Xenón He 4,000 Helio 13 18 "Al Si P S Cl Ar 26.98 28.09 30.97 32.07 35,45 39.95 Aluminio Silicio Fósforo Azure Cloro Argón 64 54 Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 132,91 157,33 136,91 176,49 180,95 183,65 166,21 190,2 192.22 195,09 196,97 200,59 204,37 Cesio Bario Lantano Hafnio Tántalo Wolframio Renio Camio Iridio Platino Ого Mercurio Talio Plomo 207,19 208.96 (209) Bismuto Polonio Radón No metales Metales 20,18 Neón (210) Astato Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 140,12 140,91 144,24 (145) 150,35 161,96 167,25 156.95 162,50 164,93 167,26 166,93 173,04 174,97 Cerio Praspodi Neodimio Promecio Samario Europio Gadolinio Terbio Disprosio Holmio Erbio Tulio Iterbio Lutecio Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr (231) 238,05 (244) 20,18(243) (251) (254) (255) (260) Torio Protoactin Uranio Neptunio Plutonio Americio Curio Berquelio Califomio Einstenio Fermio Mendelevi Nobelio Laurencio Número de oxidación de los elementos En la ley de Proust (1806) se enunció que los elementos químicos se combinan en proporciones definidas y constantes. Esta capacidad de combinación de un átomo con otros, para formar un compuesto, recibió el nombre de valencia. En la actualidad, para formular con mayor facilidad, se prefiere utilizar el número de oxidación. "El número de oxidación de un elemento en un compuesto es la carga eléctrica que poseería un átomo de dicho elemento si todo el compuesto del que forma parte estuviera constituido por iones positivos y negativos" No se debe confundir el número de oxidación de los átomos con la carga de los iones Número de oxidación Representa una capacidad de combinación. Se escribe sobre el símbolo del elemento y se indica con un número de la forma +n o-n +1 -1 Na Cl I -1, +1 Li +1 K +1 Na Mg +1 +2 Rb +1 Yo Soy Tu Profe Be +2 Ca +2 Sr +2 Sc Ti +3 +3, +4 Y +3 Cs Ba La +1 +2 +3 Fr Ra Ac +1 +2 +3 Zr +4 Hf +4 Rf V +2, +3,+4,+ 5 Nb +3,+5 +1 +6 -2 H₂ S 04 Ta +5 Db Cr +2, +3,+6 Mo +2, +3,+4,+ 5,+6 W +2, +3, +4, +5, +6 Mn +2, +3, +4, +6, +7 Sg Tc +7 Re +7 Es la carga positiva o negativa, +n o -n, que adquieren un átomo o un grupo de átomos cuando pierden o ganan electrones. Fe Co +2, +3 +2, +3 Se escribe a la derecha del símbolo del ión, en la parte superior: Na+ Ca²+ Al³+ NO-3 CO2-3 PO³-4 Ni +2, +3 B +3 Ru Rh Pd Ag Cd +2, +3 +2, +3 +2, +4 +1 +2 w Carga iónica AI +3 In +3 C +4,+2,- 4,-2 Cu Zn Ga Ge +1, +2 +2 +3 +4 Si +4 Sn +2, +4 N +3,+1, +2, +4, +5, -3, 1, -2,- 4,-5 P +3, +5, -3, -5 O -1, -2 S +2, +4, F -1 CI +1, +3, +5, +7, +6, -2,-1,-3,- -4, -6 5, -7 Sb Te +3, +5, -2, +4, +6 -3, -5 As Se Br +1, +3, +3, +5, -2, +4, +5, +7, -1, -3, -3, -5 +6 5,-7 I +1, +3, +5, +7, -1, -3, - 5,-7 At Os Ir Pt Au Hg TI Pb Bi | Po +1, +5. +2, +3 +2,+3 +2, +4 +1, +3+1, +2 +1, +3 +2, +4+3, +5 +2, +4+7,-1,- 5.-7 He 0 Ne 。 Ar 0 Kr 0 Xe 0 Rn 0 Bh Hs Mt Ds Rg Cn VALENCIA DE LOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICA Sustancias simples Se llaman sustancias simples a las que están constituidas por átomos de un solo elemento. Es decir, en ellas las moléculas están formadas por átomos idénticos (por ejemplo: P4). En general, muchos elementos que son gases (o cuando están en estado gaseoso) suelen encontrarse en forma diatómica (N2, O2, H₂....) Los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón) son gases monoatómicos, puesto que todos tienen completa su capa más externa. Esta estructura es la más estable posible y por tanto estos elementos se encuentran en la naturaleza en estado gaseoso y en forma de átomos aislados. Formulación. Se escribe el símbolo químico del elemento X, seguido del subíndice n que indica el número de átomos que contiene la molécula (Xn) Los átomos aislados pueden considerarse moléculas monoatómicas y para simplificar se omite en ellas el subindice n=1, pues su presencia se sobreentiende. Nomenclatura. Sistemática. Se antepone al nombre del elemento un prefijo numérico que indica el número de átomos que forman la molécula. (El prefijo mono- tan solo se emplea cuando el elemento no se encuentra habitualmente en forma monoatómica) Tradicional. Reciben el mismo nombre que los elementos que las forman y algunos nombres triviales. Formula N ■ N₂ 02 03 P4 Prefijos griegos Prefijo Mono- Di- Tri- Tetra- Penta- Hexa- Hepta- Xe He Significado 1 2 3 4 5 6 7 Sistemática Mononitrogeno Dinitrógeno Dioxígeno Trioxígeno Tetrafosforo Xenón Helio Tradicional Nitrógeno atómico Nitrógeno (nitrógeno molecular) Oxígeno (oxígeno molecular) Ozono Fósforo (fósforo blanco) Xenón Helio Compuestos binarios del oxígeno Óxidos El oxígeno es el elemento más reactivo de la Tabla Periódica. Se combina con casi todos los elementos químicos para dar óxidos. En todos ellos, el oxígeno actúa con número de oxidación -2. Nomenclatura. Sistemática. Estos compuestos se nombran con el termino genérico óxido, precedido del prefijo que indique el número de átomos de oxígeno. Se pone a continuación, la preposición de, seguida del nombre del elemento, precedido del prefijo que indique el número de átomos del elemento. Si el elemento que se combina con el oxígeno posee valencia única, no es necesario indicar las proporciones estequiométricas en el nombre. El prefijo mono- solamente se suele utilizar cuando hay otros óxidos del mismo elemento condistinta valencia. Stock. Los óxidos se nombran con la palabra óxido, seguida de la preposición de y el nombre del elemento que se une al oxígeno. A continuación, se indica la valencia del elemento, pero en número romanos y entre paréntesis, siempre que tenga más de una. Formula K₂0 MgO FeO Fe₂O3 со CO₂ Cl₂07 Al₂O3 Sistemática Óxido de dipotasio Óxido de magnesio Monóxido de hierro Trióxido de dihierro Monóxido de carbono Dióxido de carbono Heptaóxido de dicloro Trióxido de dialuminio Formulación. Se escribe siempre en primer lugar el símbolo del otro elemento (a excepción del flúor) y a continuación el símbolo del oxígeno, con sus correspondientes valencias. Se intercambian las respectivas valencias, colocándolas en forma de subíndices en los símbolos de los elementos. El subíndice del oxígeno sería la valencia del elemento, y el de este, la valencia con la que actúa el oxígeno. Óxido de sodio Si se puede, se simplifican los subíndices. Para ello, hay que tener en cuenta que deben ser números enteros y que el subíndice 1 no se escribe. Nombre Óxido de plomo (II) Óxido de plomo (IV) Óxido de aluminio Trióxido de dinitrogeno Pentaóxido de dinitrogeno Stock Óxido de potasio Óxido de magnesio Óxido de hierro (II) Óxido de hierro (III) Óxido de carbono (II) Óxido de carbono (IV) Óxido de cloro (VII) Óxido de Aluminio Símbolo y n.º Símbolo y n.° Fórmula oxidación + oxidación - Na +1 Pb +2 Pb +4 Al +3 0-2 -2 Na₂O Pb₂0₂ → Pbo Pb₂O4 → PbO₂ Al₂O3 N₂O3 N₂O5 Peróxidos Cuando el oxígeno actúa con el número de oxidación -1, forma peróxidos, con algún tipo de metales (grupos 1, 2, 11 y 12). El grupo característico de los peróxidos es el formado por el ión peróxido (O₂²-). Nomenclatura. Sistemática. Estos compuestos se nombran con el termino genérico óxido, precedido del prefijo que indique el número de átomos de oxígeno. Se pone a continuación, la preposición de, seguida del nombre del elemento, precedido del prefijo que indique el número de átomos del otro elemento. Stock. Los peróxidos se nombran con el término peróxido, seguido de la preposición de y del nombre del elemento que se une al oxígeno. A continuación, se indica la valencia del elemento, pero en número romanos y entre paréntesis, siempre que tenga más de una. Formula ● H₂O₂ ваог Cu₂02 CuO₂ ZnO₂ Sistemática Dióxido de dihidrógeno Dióxido de bario Dióxido de dicobre Dióxido de cobre Dióxido de cinc Nombre Peróxido de litio Peróxido de calcio Formulación. Se formulan igual que los óxidos, pero en vez de utilizar el oxígeno (O²-) usamos el ión peróxido (O₂²-). Estos compuestos no se simplifican. Peróxido de mercurio (II) Dióxido de disodio Dióxido de cadmio Li +1 Ca +2 Peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) Hg +2 Stock Peróxido de bario Peróxido de cobre (I) Peróxido de cobre (II) Símbolo y n.º Símbolo y n.º Fórmula oxidación + oxidación 0₂-² Peróxido de cinc 0₂-² 0₂-² Li₂O2 CaO₂ HgO₂ Na₂O2 CdO₂ Compuestos binarios del hidrógeno Hidruros metálicos Formados por la unión del hidrógeno y un metal. Si el hidrógeno se combina con un metal, el número de oxidación con el que actúa el hidrógeno es -1. Nomenclatura. Sistemática. Los hidruros se nombran con la palabra genérica hidruro, precedida del prefijo que indique el número de átomos del hidrogeno. Se pone a continuación, la preposición de, seguida del nombre del metal. Stock. Se nombran con el término hidruro, seguido de la preposición de y del nombre del metal, A continuación, se indica la valencia del elemento, pero en número romanos y entre paréntesis, siempre que tenga más de una. Formula KH CaH₂ FeH₂ FeH3 AIH3 CuH Sistemática Hidruro de potasio Dihidruro de calcio Dihidruro de hierro Trihidruro de aluminio Trihidruro de hierro Dihidruro de berilio Trihidruro de hierro Hidruro de cobre Hidruro de cobalto (III) Hidruro de plomo (IV) Formulación. Se escribe primero el símbolo del elemento metálico y luego el del hidrógeno (debido a que es más electronegativo que los metales), con sus correspondientes valencias. Símbolo y n.º oxidación + Na +1 Se intercambian las valencias, es decir, se coloca como subíndice del hidrógeno la valencia del metal, y en este, la del hidrógeno. Nombre Hidruro de sodio Hidruro de cobalto (II) Co +2 Stock Hidruro de potasio Co +3 Hidruro de calcio Pb +4 Hidruro de hierro (II) Hidruro de hierro (III) Hidruro de aluminio Hidruro de cobre (1) Símbolo y n.º Fórmula oxidación - H-1 H-1 H-1 H-1 NaH CoH₂ CoH3 PbH4 BeH₂ FeH3 Hidruros no metálicos El hidrógeno, al poseer un solo electrón, siempre actúa con valencia 1, que puede ser positiva o negativa según se combine con un elemento más o menos electronegativo que él. - Si este elemento es un metal, se escribe su símbolo en primer lugar; si es un no metal, se escribe en primer lugar (y se lee en segundo) el símbolo del elemento que aparece antes en la siguiente lista: B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, CI, 0, F Es una ordenación un tanto arbitraria, ya que no se basa solo en un orden de electronegatividad. Nomenclatura. Sistemática. Se añade la terminación -uro, detrás del nombre abreviado o de la raíz latina del elemento que se debe escribir a la derecha (En caso de que este elemento sea el hidrogeno, "hidruro" ira acompañado del prefijo que indique el número de átomos de hidrogeno), seguida de la preposición "de" y del nombre del elemento situado a la izquierda. Tradicional. Los hidruros de los elementos menos electronegativos que el hidrogeno son compuestos importantes y conocidos de antiguo, muchos de ellos tienen una serie de nombres tradicionales que, con frecuencia son los que más se emplean. Los hidruros de los elementos más electronegativos que el hidrogeno, en disolución acuosa, dan disoluciones ácidas y reciben el nombre de ácidos hidrácidos. Esta nomenclatura se utiliza para nombrar las disoluciones acuosas de estos compuestos. En primer lugar la palabra ácido seguida de la raíz del elemento terminada en -hídrico. Formula BH3 SiH4 CH4 NH3 HF HCI H₂S H₂Se Sistemática Trihidruro de boro Tetrahidruro de silicio Tetrahidruro de carbono Trihidruro de nitrógeno Fluoruro de hidrógeno Cloruro de hidrógeno Sulfuro de hidrógeno Seleniuro de hidrógeno Tradicional Borano Silano Metano Amoniaco Ácido fluorhídrico Ácido clorhídrico Ácido sulfhídrico Ácido selenhídrico Formulación. En primer lugar se escribe el símbolo del elemento que aparece antes en la lista, con sus correspondientes valencias. Se intercambian las valencias, que se colocan como subíndices. Nombre Metano Trihidruro de boro Fluoruro de hidrógeno Sulfuro de hidrógeno Ácido clorhídrico Ácido selenhídrico Formula Símbolo y n.º oxidación + NaCl CaCl₂ Fe₂S3 Nis H +1 CCI4 CS₂ PCI 3 PCI5 H +1 H +1 H +1 Símbolo y n.º oxidación - Sistemática F-1 Cloruro de sodio Dicloruro de calcio Trisulfuro de dihierro Sulfuro de níquel Tetracloruro de carbono Disulfuro de carbono Tricloruro de fósforo Pentacloruro de fósforo S-2 CI -1 Se -2 Fórmula CH4 BH3 Otros compuestos binarios (sales binarias) Nomenclatura. Sistemática. Se añaden al nombre del más electronegativo el prefijo para indicar el número de átomos del mismo y el sufijo -uro, la preposición de, seguida del nombre del elemento menos electronegativo, precedido del prefijo que indique el número de átomos de este elemento. Stock. Se añade la terminación -uro al elemento más electronegativo situado a la derecha, seguida de la preposición "de y el nombre del elemento de la izquierda. A continuación, se indica la valencia del elemento de la izquierda, pero en número romanos y entre paréntesis, siempre que tenga más de una. HF H₂S Stock HCI H₂Se Cloruro de sodio Cloruro de calcio Sulfuro de hierro (III) Sulfuro de níquel (II) Cloruro de carbono (IV) Sulfuro de carbono (IV) Cloruro de fósforo (III) Cloruro de fósforo (V) Formulación. El símbolo del elemento menos electronegativo se escribe en primer lugar, seguido del más electronegativo, con sus correspondientes valencias. Se intercambian las valencias, que se colocan como subíndices. Si se puede, se simplifican los subíndices. Estos deben ser números enteros y el subíndice 1 no se escribe. Nombre Fluoruro de litio Fluoruro de calcio Sulfuro de hierro (II) Tricloruro de aluminio Fluoruro de bromo (III) Yoduro de selenio (II) Seleniuro de arsénico (V) Trisulfuro de diboro ● Símbolo y n.º Símbolo y n.º Fórmula oxidación + oxidación Li +1 F-1 Ca +2 Fe +2 Formula Br +3 Se +2 As +5 NaOH Compuestos ternarios. Hidróxidos Los compuestos ternarios son las combinaciones entre tres elementos distintos que entran a formar parte de la molécula en la misma o diferente proporción. Estudiaremos a continuación tres tipos de compuestos ternarios: los hidróxidos (bases), los ácidos oxoácidos y las sales neutras (oxisales). Fe(OH)3 Los hidróxidos están formados por la combinación de un catión metálico con aniones hidróxidos (OH), que siempre actúan con -1. Al(OH)3 Nomenclatura. Sistemática. Estos compuestos se nombran con el termino genérico hidróxido, precedido del prefijo que indique el número de aniones hidróxido. Se pone a continuación, la preposición de, seguida del nombre del metal. Sistemática Ca(OH)₂ Dihidróxido de calcio F-1 Hidróxido de sodio S-2 Stock. Los hidróxidos se nombran con la palabra hidróxido, seguida de la preposición de y el nombre del metal. A continuación, se indica la valencia del metal, pero en número romano y entre paréntesis, siempre que tenga más de una. F-1 I-1 Trihidróxido de hierro Se -2 Trihidróxido de aluminio LiF CaF₂ Fe₂S₂ → FeS AICI3 BrF3 Sel₂ As₂Se5 B₂S3 Stock Fe(OH)2 Dihidróxido de hierro Hidróxido de hierro (II) Hidróxido de sodio Hidróxido de calcio Hidróxido de hierro(III) Hidróxido de aluminio Formulación. A efectos de formulación se comportan como si fueran compuestos binarios en los cuales el metal va primero y luego el anión hidróxido, con sus correspondientes valencias. Se intercambian las valencias, que se colocan como subíndices, en caso de que el subíndice del ión hidróxido sea superior a 1, este se colocara entre paréntesis, ej. (OH)² Nombre Hidróxido de potasio Hidróxido de cadmio Hidróxido de mercurio (II) Hidróxido de cromo (III) Tetrahidróxido de plomo Trihidróxido de oro Símbolo y n.º Símbolo y n.º Fórmula oxidación + oxidación K+1 OH -1 Cd +2 Obedecen a la fórmula: НаХьОс Hg +2 Cr +3 OH -1 OH -1 OH -1 KOH Cd (OH)2 Hg(OH)2 Cr(OH)3 Ácidos oxoácidos Son compuestos ternarios formados por estos elementos: hidrógeno + no metal + oxígeno. Pb(OH)4 Au(OH)3 A fin de memorizarlos mejor, se utiliza el recurso teórico de considerar que los oxoácidos derivan de un óxido no metálico que adiciona una o más moléculas de agua, pero no todos se obtienen así industrialmente. Cuando se encuentran en disolución acuosa, dejan protones en libertad, confiriendo propiedades ácidas a las disoluciones. H₂SO4 -> 2• (+1) + 1 • (x) + 4 • (-2) = 0 (+1](x) (-2) H S O Despejando (x) obtenemos el número de oxidación del azufre: +6. En ella, a, b y c son los subíndices, y X es casi siempre un no metal, aunque puede ser un metal de transición de estado de oxidación elevado como cromo, manganeso, molibdeno, etc. Dado que el oxígeno actúa con -2, y el hidrógeno, con +1, X actúa siempre con un número de oxidación positivo, tal que se confirme la electroneutralidad de la molécula. Por ejemplo, para obtener el número de oxidación del azufre en el H2501, observamos que la molécula es eléctricamente neutra También podemos calcularlo mediante la fórmula: nº oxidación de x = 2c-a/b = 2.4-2/1 = 6. Nomenclatura. Tradicional. La palabra ácido va seguida de un término formado por los prefijos y sufijos de los cuadros adjuntos dependiendo de cuantos números de oxidación tiene el no metal y la raíz del no metal. ● Cuando él no metal actúa con 2 estados de oxidación, se utiliza el sufijo -oso para indicar el estado de oxidación más pequeño, y el sufijo -ico para el mayor. Si los estados de oxidación del no metal son 3 o 4, se utiliza la combinación del prefijo hipo- y el sufijo -oso para el estado más pequeño, y la del prefijo per- y el sufijo -ico para el más alto Sistemática. Se utilizan los prefijos para indicar el número de átomos de oxígeno, que viene representado por el término -oxo, seguido del nombre del no metal lo metal de transición) X terminado en -ato. Con números romanos entre paréntesis se indica la valencia con la que actúa el no metal. El nombre sistemático termina añadiendo la expresión de hidrógeno. Fórmula HCIO HCIO₂ HCIO3 HCIO4 H₂SO₂ H₂SO3 H₂SO4 HNO₂ HNO3 Formulación. Tradicional Ácido hipocloroso Ácido cloroso Ácido clórico Ácido perclórico Ácido hiposulfuroso Ácido sulfuroso Ácido sulfúrico Ácido nitroso Ácido nítrico Sistemática Monoxoclorato (I) de hidrógeno Dioxoclorato (III) de hidrógeno Trioxoclorato (V) de hidrógeno Tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno Dioxosulfato (II) de hidrógeno Trioxosulfato (IV) de hidrógeno Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno Dioxonitrato (III) de hidrógeno Trioxonitrato (V) de hidrógeno 1° Método. Primero sabiendo el nº de oxidación del no metal formamos el óxido no metálico. Después añadimos una molécula de agua, obteniendo una formula del tipo H.X60. Por ultimo simplificamos. 2° Método. (Rápido) Primero ponemos el no metal y le añadimos los oxígenos suficientes para que haya más cargas negativas que positivas, finalmente añadimos hidrógenos hasta completar la electroneutralidad. Nombre Ácido hipobromoso Dioxobromato (III) de hidrógeno Trioxobromato (V) de hidrógeno Ácido carbónico Trioxoseleniato (IV) de hidrógeno Tetraoxoseleniato (VI) de hidrogeno Ácido peryodico Símbolo y n.º oxidación X Br +1 Br +3 Br +5 C +4 Se +4 Se +6 I +7 Óxido no metálico Br₂O Br₂03 Br₂05 C₂O4 → CO2 Se₂O4 →SeO₂ Se₂06→SeO3 1₂0, Fórmula H₂Br₂O₂ → HBrO H₂Br₂O4 → HBrO₂ H₂Br₂O6 → HBrO3 H₂CO3 H₂SeO3 H₂SO4 H₂I₂08 → HIO4 Prefijos de los ácidos oxoácidos Ya conocemos dos prefijos utilizados en la nomenclatura clásica: hipo- y per-. Ambos indican el estado de oxidación del átomo central. Asimismo, existen otros prefijos que merecen una especial atención: Meta- y orto- hacen referencia al contenido en moléculas de agua del ácido oxoácido. Recordemos que los ácidos oxoácidos se forman añadiendo agua a los óxidos ácidos correspondientes, de esta manera. Cl₂O3 + H₂O -> H₂Cl2O4 -> HCIO2 El prefijo meta- indica que se ha añadido una sola molécula de agua al óxido ácido correspondiente. El prefijo orto- significa que se han añadido tres moléculas de agua al óxido ácido para formar el ácido correspondiente. Como ejemplos típicos podemos señalar los ácidos derivados del fósforo, arsénico, antimonio y boro. Los ácidos orto-, en estos compuestos, se consideran como los correspondientes ácidos normales, así, cuando hablamos del ácido fosfórico, nos referimos al ácido ortofosfórico, aunque no se indique explícitamente. Una excepción que nos podemos encontrar es el ácido ortosilicico, cuyo ácido se obtiene añadiendo dos moléculas de agua al óxido correspondiente (HaSiO4). 2° Método. (Rápido) Para obtener Metas. Primero ponemos el no metal y le añadimos los oxígenos suficientes para que haya más cargas negativas que positivas, finalmente añadimos hidrógenos hasta completar la electroneutralidad. Para obtener Ortos. Primero ponemos el no metal y le añadimos los oxígenos suficientes para que haya un exceso de más de dos cargas negativas que positivas, finalmente añadimos hidrógenos hasta completar la electroneutralidad. Fórmula ● HPO₂ H3PO3 HPO3 H3PO4 Tradicional Ácido metafosforoso Nombre Ácido (orto)fosforoso Trioxofosfato (III) de hidrógeno Ácido metafosforico Ácido (orto)fosforico Ácido metaarsenioso Ácido (orto)arsénico Tetraoxoantimoniato (V) de hidrógeno Trioxofosfato (III) de hidrogeno 2H₂SO4 -> H4S2O8 - H₂O -> H₂S₂O7 (Ácido disulfurico) Símbolo y n.º oxidación X 2 H3PO3 -> H6P₂O6 - H₂O -> H4P2O5 (Ácido pirofosforoso) As +3 As +5 Sb +5 P +3 Dioxofosfato (III) de hidrógeno Sistemática Trioxofosfato (V) de hidrógeno Tetraoxofosfato (V) de hidrógeno Óxido no metálico As₂O3 As₂05 Fórmula H₂As₂O4 → HASO₂ (+1 H₂O) H6AS₂08 → H3ASO4 (+3 H₂O) Diacidos. El prefijo di- o piro- se utiliza para referirse al ácido formado por la unión de dos moléculas de ácido, con eliminación de una molécula de agua. H3SbO4 H3PO3 2° Método. (Rápido) Primero ponemos el no metal con subíndice 2 y le añadimos los oxígenos suficientes para que haya más cargas negativas que positivas, finalmente añadimos hidrógenos hasta completar la electroneutralidad. Fórmula ● H₂S₂O, H4P₂05 Tradicional Ácido disulfúrico Ácido difosforoso Sistemática Heptaoxodisulfato (VI) de hidrógeno Pentaoxodifosfato (III) de hidrógeno - Ácidos del manganeso y cromo Ácidos del manganeso. Al añadir una molécula de agua a los óxidos de manganeso, se obtendrían los ácidos. (IV) MnO2 + H₂O -> H₂MnO3 -> Ácido manganoso (VI) MnO3 + H₂O -> H₂MnO4 -> Ácido mangánico (VII) Mn₂O7 + H₂O -> HMnO4 -> Ácido permangánico Ácidos del cromo. Se deben destacar los siguientes que dan origen a sales de importancia en química. (VI) CrO3 + H₂O -> H₂CrO4 -> Ácido crómico 2 H₂CRO4 -> H4Cr₂O8 - H₂O -> H₂Cr₂O7 (Acido dicrómico) 2° Método. (Rápido) Primero ponemos el no metal y le añadimos los oxígenos suficientes para que haya más cargas negativas que positivas, finalmente añadimos hidrógenos hasta completar la electroneutralidad. Oxisales Son compuestos ternarios que proceden de la sustitución de los hidrógenos móviles de los ácidos por cationes. Obteniendose una formula del tipo: Ma(XbOc)d Nomenclatura. Sistemática. Se escribe el nombre que tendría el ácido correspondiente, pero sustituyendo la palabra hidrógeno por la del nombre del metal y su valencia en caso de poseer más de una. Tradicional. Se nombra igual que el ácido eliminado la palabra ácido e intercambiando los sufijos -oso e -ico por -ito y -ato respectivamente, seguido de la preposición "de" y del nombre del metal y su valencia en caso de poseer más de una. Fórmula ● NaClO, NaClO4 Anión FeSO3 ClO₂-1 Mg3(PO4)2 (PO4)2-6 Pb3(PO4)4 CIO4¹ -1 Fe₂(SO3)3 (SO3)3-6 SO3-2 (PO4) 4 -¹2 Nombre Oxoclorato (I) de sodio Perclorato de sodio Sistemática Dioxonitrato (III) de cobalto (III) Dioxoclorato (III) de sodio Fosfato De plomo (II) Tetraoxoclorato (VII) de sodio Tetraoxofosfato (V) de magnesio Trioxosulfato (IV) de hierro (III) Trioxosulfato (IV) de hierro (II) Tetraoxofostato (V) de plomo (IV) Formulación. Se escribe primero el catión y a continuación el anión del Acido, intercambiándose como subíndices los números que indican su carga. 2° Método. (Rápido) Primero ponemos el no metal y le añadimos los oxígenos suficientes para que haya más cargas negativas que positivas, finalmente añadimos los átomos metálicos necesarios hasta completar la electroneutralidad (En caso de que el elemento posea una valencia superior a 1, tendremos que usar los paréntesis para ajustar cargas). Catión Metálico Na +1 Na +1 Co +3 Pb +2 (Ácido perclorico) Perclorato de sodio (Ácido fosforico) Fosfato de magnesio (Ácido Sulfuroso) Sulfito de hierro (III) Tradicional (Ácido sulfuroso) Sulfito de hierro (II) (Ácido cloroso) Clorito de sodio (Ácido fosforico) Fosfato de plomo (IV) Anión NO₂ -1 (formar ácido y quitar hidrógenos) CIO -1 CIO4 -1 PO4 -3 Fórmula NaClO NaClO4 Co (NO₂)3 Pb3(PO4)2 Compuestos cuaternarios. Sales ácidas Provienen de una sustitución parcial de los hidrógenos de un ácido que tenga varios, obteniéndose una formula del tipo: Ma(HbXcOd)e Nomenclatura. Sistemática. Igual que la sal neutra pero anteponiendo la palabra hidrógeno, indicando con los prefijos el nº de átomos del mismo. Tradicional. Igual que la sal neutra pero anteponiendo la palabra hidrógeno, indicando con los prefijos el nº de átomos del mismo. Fórmula Anión NaHSO4 HSO4-1 K₂HPO4 HPO4-2 KH₂PO4 H₂PO4-¹ -1 NaHCO3 HCO3-1 Cr(HSO3)3 (HSO3)3 -3 Hidrogenotetraoxosulfato (VI) de sodio Sistemática Hidrogenotetraoxofosfato (V) de potasio Dihidrogenotetraoxofosfato (V) de potasio Hidrogenotrioxocarbonato (IV) de sodio Nombre Hidrogenotrioxosulfato (IV) de cromo (III) Hidrogenotetraoxosulfato (VI) de potasio Hidrogenotrioxocarbonato (IV) de magnesio Hidrogenosulfito de hierro (II) Formulación. Se escribe primero el nombre del catión y, a continuación, el nombre del anión que contiene algún hidrogeno, intercambiándose como subíndices los números que indican su carga. Dihidrogenoarseniato de plomo (II) 2° Método. (Rápido) Primero ponemos el no metal y le añadimos los oxígenos suficientes para que haya más cargas negativas que positivas, añadimos los hidrógenos indicados y finalmente añadimos los átomos metálicos necesarios hasta completar la electroneutralidad (En caso de que el elemento posea una valencia superior a 1, tendremos que usar los paréntesis para ajustar cargas). Catión Metálico K +1 Dihidrogenotetraoxofosfato K +1 (V) de potasio Mg +2 Fe +2 Pb +2 Anión HSO4-¹ HCO3-¹ -1 Tradicional H₂PO4-1 HidrogenoSulfato de sodio HSO3 -1 Hidrogenofosfato de potasio Dihidrogenofosfato de potasio Hidrogenocarbonato de sodio Hidrogenosulfito de cromo (III) Fórmula KHSO4 Mg(HCO3)2 KH₂PO4 Fe(HSO3)2 H₂AsO4¹ Pb(H₂ASO4)2 Nomenclatura de los iones monoatómicos y poliatómicos lones monoatómicos Son iones formados por un solo átomo El catión se nombra como el átomo del que procede El anión se nombra como el no metal pero acabado en -uro (excepto el ión óxido) H+ Na+ K+ CATIONES Mg2+ Ca²+ Fe²+ Fe³+ A1³+ Fórmula NO₂ NO3 MnO4 HCO3 OH CN Ion hidrógeno Ion sodio Ion potasio Ion magnesio Ion calcio Ion hierro (II) Ion hierro (III) Ion aluminio CARGA -1 H¯ F- C1- Br · lones poliatómicos. El ion amonio es poliatómico por estar formado por un átomo de nitrógeno y cuatro de hidrógeno, y además ser portador de una carga positiva Nombre Fórmula Nitrito co Nitrato so Permanganato So Hidrógenocarbonate Cro (bicarbonato) I- S²- 0²- N³ - Hidróxido Cr₂O²- Cianuro S₂O™ CARGA -2 ANIONES Ion hidruro Ion fluoruro Ion cloruro Ion bromuro Ion yoduro Ion sulfuro Ion óxido IONES POLIATÓMICOS COMUNES Ion nitruro Nombre Fórmula 3- Carbonato PO 3 Sulfito Sulfato Cromato 3- PO³- CARGA -3 Dicromato NH Tiosulfato Fórmula Nombre Fosfito Fosfato CARGA +1 Nombre Amonio Aplicación de la identificación de iones Escribir las fórmulas de los siguientes iones o nombrarlos, según el caso: K+ Cu²+ Cut Br N 3- Fe³+ Rb+ Ca²+ Na+ SO™ HCO3 Co³+ Ion potasio Ion cobre(II) Ion cobre (1) Ion bromuro Ion nitruro Ion hierro (III) Ion rubidio Ion calcio Ion sodio Ion sulfito Ion bicarbonato Ion cobalto (III ) Ion cromato Ion nitrato Ion óxido Ion cloruro Ion permanganato Ion carbonato Ion dicromato Ion amonio Ion fosfato Ion hidróxido Ion nitrito Ion sulfito Cro NO3 0²- Cr MnO4 CO3- Cr₂0² NH PO¹ OH™ NO₂ So