Estequiometría

La estequiometria es la determinación cuantitativa que se establece entre compuestos que reaccionan. ("stoicheion" = en Griego significa elemento)
Toda reacción quimica transcurre bajo la ley de conservación de la Materia (Antoine Lavoisier) que dice que en el Universo nada se crea, ni nada se destruye, sólo se transforma. Ejemplo: una hoja de papel de masa 0,1 g, se quema y sus cenizas apenas alcanzan los 0,07 g. ¿Qué sucedió con la masa?... El gas emanado por la reacción representa los 0,03 g faltantes.

En una ecuación quimica se emplean los coeficientes estequiometricos, números que ajustan la ecuación, dejando la misma cantidad de elementos reactantes y productos.
Ej. CH4 + O2 ------> CO2 + H2O

Por medio de los metodos: a) tanteo y b) algebraico, se puede llegar a determinar que la relación es 1 CH4 + 2 O2 -------> 1 CO2 + 2 H2O

Interpretación:
1. Lectura molar: 1 mol de metano + 2 moles de O2 producen 1 mol de CO2 y 2 moles de agua

2. Lectura ponderal (n= m/M): 1mol CH4 x 16g/mol = 16 g; 2 mol O2 x 32 gg/mol = 64 g;
1 mol CO2 x 44 g/mol = 44 g; 2 mol H2O x 18 g/mol = 36 g
entonces se interpreta: 16 g de CH4 + 64 g de O2 producen 44 g de CO2 y 36 g de H2O

3. Lectura de volumen: 1 volumen de CH4 más 2 volumenes de O2 producen 1 volumen de CO2 y 2 volumenes de H2O

Ruptura Homolitica y Heterolitica

En la foto: una ruptura heterolitica.

Toda reacción química implica la ruptura de enlaces y la formación de otros nuevos. En un amolecula orgánica esos enlaces son generalmente covalentes y su ruptura pueden ser:

a) Ruptura Homolítica: se produce cuando cada átomo que se separa retiene un electrón de los dos que constituyen el enlace, formando radicales libres.

b) Ruptura Heterolítica: uno de los átomos separados se lleva los dos electrones que constituían el enlace, formandose un anión y un catión.

Interacciones moleculares

1. Atracción dipolo-dipolo: fuerzas que se producen entre dos o más moleculas polares, por atracción entre cargas parciales positivas y negativas (Foto). Ejemplo puente de Hidrógeno.

2. Atracción ión-dipolo: fuerza entre un ión positivo o negativa y una molécula polar.

3. Fuerzas de Van de Waals (fuerzas de London): son atracciones debiles entre moléculas no polares. Se producen cuando estas moleculas no tienen polos y son inducidas a provocar un desplazamiento momentáneo de los electrones, generando un polo positivo y uno negativo, gracias al cual se sienten atraídas.

Polaridad molecular

Los enlaces covalentes pueden ser polares o apolares. Para determinar si es una u otra, se debe determinar la diferencia de electronegatividad entre los átomos participantes. Si la diferencia de E.N.=0 su estructura es simetrica. Si su diferencia en E.N. es distinta de 0, la molecula es asimetrica.

En la foto se observa una molécula diatómica polar, tal como es HCl. Para moleculas poliatómicas es necesario conocer las E.N. y la geometría molecular para definir la nube electrónica. En este caso los enlaces se reemplazan por vectores y la suma de vectores refleja el momento dipolar (u). Si el momento dipolar es cero, la molecula es no polar; si el momento dipolar es distinto de cero, la molécula es poolar.

Geometría Molecular

La forma de las moleculas es trabajada mediante un modelo de Gilliespie y Nyholm, denominado RPEV (repulsión de pares de electrones de valencia), cuya idea central es que "los electrones de valencia en torno a un átomo tienden a ubicarse en las posiciones que minimizan la repulsión electrostática entre ellos".

El modelo considera el diseño seguneste esquema (A Xn Em), donde:

A es el átomo central

X son los ligandos

n es el numero de ligandos

E son los pares de electrones libres y que no forman enlaces

m es el numero de pares de electrones libres.

AX2 tiene geometria lineal

AX3 tiene geometria trigonal plana

AX2E tiene geometria angular

AX4 tiene geometria tetraédrica regular

AX3E tiene geometria tetraédrica piramidal

AX2E2 tiene geometria angular

Enlaces químicos

Todas las moléculas y compuestos conocidos se forman según Walter Kossel y Gilbert Newton Lewis (1916), según el siguiente principio: "los atomos en combinación quimica tienden a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble, para lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo". Para ello ganan, pierden o comparten electrones, alcanzando estabilidad.

Los tipos de enlaces químicos son:

a) enlace iónico (un átomo cede electrones a otro átomo y ambos se atraen por diferencias de cargas)

b) enlace covalente polar: Es un enlace en el que dos átomos comparten electrones para alcanzar la configuracion de gas noble. Es un enlace que se forma cuando sus E.N. son distintas de cero y menor de 1.7, originando moleculas diatomicas. Ej. HCl

c) enlace covalente coordinado o dativo (uno de los átomos cede los dos electrones para formar el enlace). Ej. H2SO4 y HNO3

d) enlace covalente apolar: union entre atomos con diferencias de E.N. igual a cero. Ej. Moleculas homoatómicas, H2, O2.

e) enlace metalico (sus electrones están deslocalizados). Conducen el calor y la electricidad.

Cuando los átomos forman enlaces, lo hacen con los electrones más externos, aquellos que se encuentran en el último nivel de energía (electrones de valencia), ya sea ganando, perdiendo o compartiendo electrones. Cada átomo tiende a cumplir la regla del dueto (dos electrones en el último nivel) o del octeto (Ocho electrones en el último nivel) para ser más estable; si no, es inestable y reactivo.

Notación de Lewis: los electrones del último nivel se anotan con puntos o cruces alrededor del símbolo químico (ver foto arriba).

Propiedades periodicas

Existen una serie de propiedades que varian regularmente en la tabla periodica, son las llamadas propiedades periodicas. Estas propiedades dependen fundamentalmente de la configuración electronica.

Relaciones de tamaño:
a) Volumen atómico
b) Radio atómico
c) Radio covalente
d) Radio iónico

Relaciones de energía:
a) Potenciales de ionización
b) Electronegatividad
c) Electroafinidad
d) Electropositividad

Volumen atómico: El volumen disminuye en un periodo de izquierda a derecha y aumenta en un grupo con el incremento en el número atómico. Esto se explica porque al aumentar el numero atomico tambien aumenta el numero de electrones.

Radio atómico: el radio es la mitad de la distancia entre un atomo y otro en estado sólido con enlaces covalentes. Los radios ionicos se determinan en redes cristalinas y corresponde a la distancia entre el nucleo y el electron mas lejano del mismo, considerando que un ión tiene electrones de mas o de menos. El radio ionico disminuye a lo largo de un periodo, mientras que aumenta para iones de igual carga a medida que se desciende en nun grupo.

Potencial de ionización P.I. (energía de ionización): Es la energía necesaria para retirar el electrón debilmente retenido en un átomo gaseoso desde su estado fundamental. Mientras menor sea el radio atomico, mayor será la atracción entre el núcleo y los electrones, por lo tanto mayor será la energía requerida para remover al electrón más lejano.

Electronegatividad (E.N.): Es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molecula, para atraer hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace covalente.

Electroafinidad (E.A.): Es la energía relacionada con la adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un ión negativo. Las E.A. son inversamente proporcionales al tamaño del átomo.

Electropositividad: Capacidad que tiene un átomo para ceder electrones. Esta propiedad es inversamente proporcional a la E.N.

Tabla periodica: grupos y periodos

En el siglo XIX se conocían no más de 60 elementos y era necesaria una clasificación. Experimentalmente se observaban algunas semejanzas, por ejemplo el Cu, Au y Ag podían juntarse en un mismo grupo, mientras que Na, Li y K formaban otro grupo.

Dimitri Mendeleiev y Julius Lothar Meyer, trabajando de manera independiente organizaron los elementos quimicos de acuerdo a su masa atómica y les permitió deducir que algunas propiedades se repetían periodicamente (Ley periodica).

Actualmente, la tabla se ordena según el número atomico (Z). "Las propiedades periodicas de los elementos son funciones periodicas de sus numeros atómicos". La ordenación da origen a filas horizontales (Periodos), siete en total y columnas verticales (Grupos o Familias), 18 en total.

Los grupos 1, 2 y 13 al 17 (antiguos A) son los elementos representativos (configuración electrónica terminan en s o sp).

Los grupos 3 a 12 (antiguos B) son elementos de transición (configuración electrónica con ocupación d y f).

El periodo 1 tiene 2 elementos

El periodo 2 tiene 8 elementos

El periodo 3 tiene 8 elementos

El periodo 4 tiene 18 elementos

El periodo 5 tiene 18 elementos

El periodo 6 tiene 32 elementos (lantánidos)

El periodo 7 tiene 32 elementos (actínidos)

Clasificación:

a) Metales (parte izquierda y central de la tabla): buenos conductores de calor y electricidad; son sólidos y brillantes, son maleables (laminarse) y ductiles (hilarse).

b) No metales (superior derecha, C, H, N, P, O, etc.): malos conductores y excelentes aislantes térmicos; se presentan en cualquier de los estados, se quiebran con facilidad, no son ductiles y no tienen brillo.

c) Semimetales o metaloides (Bajo los no metales, B, Si, Ge, As, Sb,Te, Po): poseen un comportamiento intermedio entre metales y no metales.

Formas de escribir la configuración electrónica

Hay 4 métodos:

1. Global: en ella se disponen los electrones según la capacidad de nivel y subniveles.

Ejemplo: 1s2 2s2 2p6 3s1

2. Global externa: se indica en un corchete el gas noble anterior anterior al elemento configurado y, posteriormente, los niveles y subniveles que no están incluiudos en ese gas noble y pertenecen al elemento configurado.

Ejemplo: [Ne] 3s1

3. Detallada: se indica la ubicación de los electrones por cada orbital.

Ejemplo: 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s1

4. Diagrama de orbitales: Cada orbital se simboliza por un casillero, utilizando flecha hacia arriba o flecha hacia abajo para representar la disposición del espín de cada electrón.

Ejemplo: (ver en foto superior).

Estructura electrónica de los elementos químicos

H (1) = 1s1
He (2) = 1s2
Li (3) = 1s2 2s1
Be (4) = 1s2 2s2
B (5) = 1s2 2s2 2px1
C (6) = 1s2 2s2 2px1 2py1
N (7) = 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
O (8) = 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1
F (9) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1
Ne (10) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2
Na (11) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s1
Mg (12) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2
Al (13) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1
Si (14) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1
P (15) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1 3pz1
S (16) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py1 3pz1
Cl (17) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz1
Ar (18) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2
K (19) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s1
Ca (20) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2
Sc (21) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2 3dv1
......
contínue usted.

Configuración electrónica

Una configuración electrónica es la forma de llenado de los orbitales y suborbitales para completar un átomo. La configuración electrónica se logra en base a ciertas reglas llamadas "Principio de Aufbau" o "Principio de Construcción".

a) Principio de Mínima energía: "Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía (más cerca del núcleo) y los de mayor energía se ocupan cuando los primeros estan ocupados"

b) Principio de exclusión de Pauli: "Los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo, siempre que presenten espines distintos".

c) Principio de Máxima multiplicidad de Hund: "En orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno. Ocupando cada orbita con el mismo spin. Cuando se alcanza el semillenado, recien se produce el apareamiento con los espines opuestos".

Modelo mecanico-cuantico: sus componentes

El modelo se representa en base a la distribución de los electrones alrededor del núcleo y obedece a una serie de reglas que se traducen en un modelo matemático que reconoce 4 números cuánticos:

1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energía. Estos niveles aumentan de tamaño a medida que nos alejamos del núcleo. Posee valores n=1, 2, 3, 4, 5, 6,...

2. Número cuántico secundario (l): representa la existencia de subniveles de energía dentro de cada nivel. Se calculan considerando l = 0, 1, 2, 3, 4
Así, para n=1...l =0 ( "s" )
para n=2 .........l = 0, 1 ( "s", "p" )
para n=3 .........l = 0, 1, 2 ( "s", "p", "d" )
para n=4 .........l = 0, 1, 2, 3, 4 ("s", "p", "d", "f" )

3. Número cuántico magnético (m): Representa la orientación de los orbitales y se calcula m=+/- l
si l = 0, m=0 es decir 1 solo tipo de orbital s
si l = 1, m =-1, 0, +1 es decir 3 tipos de suborbitales p (px, py y pz)
si l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2 es decir 5 tipos de suborbitales d (du, dv, dx, dy, dz)
si l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 es decir 7 tipos de suborbitales f (fs, ft, fu, fv, fx, fy y fz)

4. Número cuántico de spin (s): Indica la cantidad de electrones presentes en un orbital y el tipo de giro de los electrones, habiendo dos tipos +1/2 y -1/2. En cada tipo de suborbital cabe maximo 2 electrones y estos deben tener spines o girpos opuestos.

Precursores del Modelo Mecanico-cuántico.

Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecanico cúantico fueron tres científicos:

a) En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, también se comporta como onda.

b) En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de incertidumbre"

c) En 1927, Erwin Schrodinger, establece una ecuación matematica que al ser resuelta permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe probabilisticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrodinger queda establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr, sino en volumenes alrrededor del núcleo.