Curso QuíMica 2008 Parte 02

04/12/23 09:12 AM José Mariano Cárdenas Méndez 1

José Mariano Cárdenas MéndezVersión 2008



ContenidoMoléculas (4)

Número de Avogadro (11)

Enlace químico (17)

Estructuras de Lewis (38)

Memoranda (53)

Bibliografía (54)


Moléculas

La materia es cualquier cosa que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

La materia está compuesta de átomos. Los átomos se unen para formar moléculas. Entonces, molécula se define como la combinación de dos o más elementos químicos mediante enlaces químicos


Moléculas

• Existen dos tipos de moléculas:

• Moléculas de un elemento: en algunos casos, dos átomos de un mismo elemento están unidos químicamente para formar una molécula. Por ejemplo, el oxígeno, el hidrógeno, el nitrógeno, el cloro, el bromo, etc. Sus fórmulas son O2, H2, N2, Cl2, Br2. En muchos casos, estas moléculas existen en estado gaseoso.


Moléculas

• Moléculas de un compuesto: cuando se unen dos o más átomos de diferentes elementos se forma una molécula de un compuesto. La molécula es la unidad básica de un compuesto químico. Algunos ejemplos de moléculas de compuestos son cloruro de hidrógeno HCl, agua H2O, metano CH4 y amoniaco NH3


Moléculas

• Masa molecular (o peso molecular): la masa de una molécula, es la suma de las masas atómicas de los elementos que la componen

• Nota: en química, a diferencia de la física, los términos masa y peso se emplean indistintamente


Moléculas

Ejemplo 1: El oxígeno que respiramos tiene fórmula química O2. Calcular su masa molecular.

Solución:• Paso 1. Se observa en la Tabla Periódica la masa

atómica del elemento oxígeno (ver diapositiva 49 de la parte 1):

Masa atómica = 15.9994 g / mol ≈ 16 g / mol

• Paso 2. El número de oxígenos presentes en la molécula se multiplica por la masa atómica

2 átomos de oxígeno × 16 g / mol = 32 g / mol

• La masa atómica del O2 es 32 g / mol


Moléculas

Ejemplo 2: El agua tiene fórmula H2O. Calcular su masa molecular

Solución:

2 átomos de hidrógeno × 1 = 2

1 átomo de oxígeno × 16 = 16

Total (suma) 18 g / mol


Moléculas

Ejemplo 3: Calcular la masa molecular del sulfato de hidrógeno (ácido sulfúrico) H2SO4

Solución:

2 átomos de hidrógeno × 1 = 2

1 átomo de azufre × 32 = 32

4 átomos de oxígeno × 16 = 64

Total (suma) 98 g / mol


Número de Avogadro

• Amadeo Avogadro (1776-1856) fue un químico y físico nacido en Turín, Italia


Número de Avogadro

• Un átomo o un conjunto de pocos átomos raramente son percibidos por técnicas humanas, por esa razón los químicos emplean el término mol.

• Mol se define como la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de átomos que contiene 0.012 kg de carbono-12 (definición del Sistema Internacional de Unidades)

• En otras palabras, una mol se define como la cantidad de una sustancia pura que contiene un número definido de átomos (o unidades elementales)


Número de Avogadro

• El número de átomos que hay en una mol de cualquier sustancia es un número constante, este número se conoce como número de Avogadro (NA)

NA = 6.022 × 1023 átomos / mol

Esto quiere decir, por ejemplo, que en una mol de cobre (63.546 gramos) hay 6.022 × 1023 átomos; en una mol de oro (196.967 gramos) hay 6.022 × 1023 átomos; etc.


Número de AvogadroEjemplo 1: Conversión de gramos a moles

Una roca de sal pura (NaCl) tiene una masa de 520 gramos. Cuántas moles hay en esta roca.

Solución. Se calcula la masa molecular del NaCl

1 átomo de Na × 23 = 231átomo de Cl × 35.5 = 35.5 Total 58.5 g / mol

La masa de la roca se divide entre la masa molecular:

molg

molg 89.8

5.58

1520


Número de AvogadroEjemplo 2: Conversión de moles a gramos

Cuántos gramos hay en 12 moles de agua

Solución. Se calcula la masa molecular del agua H2O

2 átomos de H × 1 = 21 átomo de O × 16 = 16 Total 18 g / mol

El número de moles de agua se multiplica por la masa molecular

gmol

gmol 216

1

1812


Número de AvogadroEjemplo 3: Determinación del número de átomos a partir de los gramos

y el número de moles

Cuántos átomos hay en 50 gramos de potasa (KOH)

Solución. Se calcula la masa molecular de la potasa

1 átomo de K × 39 = 391 átomo de O × 16 = 16 1 átomo de H × 1 = 1 Total 56 g / mol

Se calcula el número de moles de los 50 gramos:

Se calcula el número de átomos, multiplicando el número de moles por el número de Avogadro:

molg

molg 89.0

56

150

átomosmol

átomosmol 23

23

1036.51

10022.689.0


Enlace químico

• Todos los elementos químicos presentan una característica muy especial llamada capa de valencia.

• La capa de valencia es el nivel u órbita electrónica más alejada del núcleo atómico.

• Los electrones que se encuentran en la capa de valencia se denominan electrones de valencia y son los que forman los enlaces químicos


Enlace químico

• Por ejemplo, el átomo del elemento germanio (Z=32) y el átomo del elemento silicio (Z=14) tienen cuatro electrones de valencia (resaltados en la siguiente figura):


Enlace químico• A través de la configuración electrónica, es posible determinar cuántos

electrones de valencia posee cada elemento.

Ejemplo 1: ¿Cuántos electrones de valencia tiene el oxígeno?

Paso 1: Construir la configuración electrónica del oxígeno (Z=8): 1s2 2s2 2p4

Paso 2: Observar cuál es la capa de valencia (el nivel con valor más alto):

1s2 2s2 2p4

En el caso del oxígeno el nivel con valor más alto es 2, entonces la capa de valencia es el nivel n = 2

Paso 3: Contar cuántos electrones tiene el nivel con valor más alto

2s2 2p4 2 + 4 = 6

Entonces el oxígeno tiene seis electrones de valencia


Enlace químico

Ejemplo 2: ¿Cuántos electrones de valencia tiene el magnesio?

Configuración electrónica del magnesio (Z=12): 1s2 2s2 2p6 3s2

El nivel con valor más alto es el 3 (n = 3)

1s2 2s2 2p6 3s2

En el nivel 3 hay dos electrones

3s2

Entonces el magnesio tiene dos electrones de valencia


Enlace químico

Los electrones de valencia permiten explicar los enlaces químicos.

Un enlace químico se forma cuando dos electrones de valencia de dos átomos se aparean

Por ejemplo, la molécula de hidrógeno H2 (H─H) se forma, cuando el electrón de valencia de un átomo de hidrógeno se aparea con el electrón de valencia de otro átomo de hidrógeno:


Enlace químicoEjemplo: Explicar los enlaces químicos del dióxido de carbono CO2.

En el dióxido de carbono hay tres átomos y dos enlaces químicos dobles: O=C=O

La configuración electrónica del carbono es:1s2 2s2 2p2 (tiene cuatro electrones de valencia)La configuración electrónica del oxígeno es:1s2 2s2 2p4 (tiene seis electrones de valencia).

El carbono ocupa sus cuatro electrones de valencia para formar los dos enlaces dobles. Ocupa un par de electrones para un enlace doble con uno de los oxígenos y otro par para el otro enlace doble con el oxígeno

A su vez cada oxígeno ocupa un par de electrones para formar el enlace doble con el carbono, por lo que quedan cuatro electrones libres en cada oxígeno:


Enlace químico

• Los elementos químicos tienen un parámetro llamado electronegatividad; este concepto fue introducido por Linus Pauling (1901-1994)

• La electronegatividad es la capacidad de un átomo de atraer electrones en un enlace químico


Enlace químico

• Los valores de electronegatividad de los elementos se dan en la siguiente tabla:

Obsérvese que el flúor es el elemento con mayor electronegatividad (3.90); mientras que el francio tiene el menor valor (0.7)


Enlace químico

La molécula de cloruro de sodio, está compuesta de un átomo de sodio y uno de cloro: Na─Cl

• El sodio tiene un electrón de valencia: 1s2 2s2 2p6 3s1

• El cloro tiene siete electrones de valencia: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

De la tabla anterior extraemos los valores de electronegatividad del sodio y del cloro:

• Na: 0.93• Cl: 3.16

Es evidente que el cloro tiene una mayor electronegatividad, esto quiere decir, que cuando se forma la molécula de cloruro de sodio, el cloro atrae al electrón de valencia del sodio.


Enlace químico

Es decir, el electrón del sodio prefiere “irse” con el cloro, debido a que el cloro tiene una mayor electronegatividad

Cuando se forma el enlace entre el sodio y el cloro el electrón de valencia del sodio se aparea con uno de los siete electrones de valencia del cloro, pero el par de electrones que forman el enlace químico está “más cerca” del cloro que del sodio.


Enlace químico

Ejemplo: Determinar qué elemento atrae al par de electrones del enlace químico en las siguientes moléculas binarias:

H─F (fluoruro de hidrógeno o ácido fluorhídrico)Electronegatividad del hidrógeno = 2.20Electronegatividad del flúor = 3.90El flúor tiene un valor más alto de electronegatividad, por lo tanto el flúor atrae a los

electrones del enlace químico

Li─H (hidruro de litio)Electronegatividad del litio = 0.98Electronegatividad del hidrógeno = 2.20El hidrógeno tiene un valor más alto de electronegatividad, por lo tanto el hidrógeno atrae

a los electrones del enlace químico

Ca─O (óxido de calcio)Electronegatividad del calcio = 1.00Electronegatividad del oxígeno = 3.44El oxígeno tiene un valor más alto de electronegatividad, por lo tanto el oxígeno atrae a

los electrones del enlace químico

Obsérvese que el elemento con mayor electronegatividad se escribe al final de la molécula


Enlace químico

Existen dos tipos principales de enlace químico:

1. Enlace iónico o electrovalente. Es el enlace químico que se forma cuando la diferencia de electronegatividad entre los elementos enlazados es 1.7 ó mayor. Además en el enlace iónico un electrón se traslada del elemento de menor electronegatividad al de mayor electronegatividad

Ejemplo: K─Br (bromuro de potasio)Electronegatividad del potasio = 0.82Electronegatividad del bromo = 2.96

Diferencia de electronegatividad = 2.96 – 0.82 = 2.14

El número 2.14 entra en el intervalo de valores 1.7 ó mayor, por lo tanto el enlace entre el potasio y el bromo es iónico


Enlace químico

2. Enlace covalente. En general, es el enlace químico que se forma cuando la diferencia de electronegatividad entre los elementos enlazados es menor a 1.7. En el enlace covalente los electrones son compartidos entre los elementos enlazados.

Ejemplo: CO2 (dióxido de carbono)Electronegatividad del carbono = 2.55Electronegatividad del oxígeno = 3.44

Diferencia de electronegatividad = 3.44 – 2.55 = 0.89

El número 0.89 es menor a 1.7, por lo tanto cada enlace entre el carbono y el oxígeno es covalente


Enlace químico

El enlace covalente puede ser de tres tipos:

1. Enlace covalente (no polar). Cuando se unen dos átomos del mismo elemento (o átomos cuya diferencia de electronegatividad es muy cercana a cero): por ejemplo: H2, O2, N2, Cl2 etc.

La diferencia de electronegatividades entre los átomos de un mismo elemento es cero:

H─H 2.20 – 2.20 = 0 O=O 3.44 – 3.44 = 0 N≡N 3.04 – 3.04 = 0 Cl─Cl 3.16 – 3.16 = 0


Enlace químico2. Enlace covalente polar. Cuando se unen dos átomos de diferente

elemento y se cumple el criterio de que la diferencia de electronegatividad sea menor a1.7.

Como su nombre lo indica, en este tipo de enlace se forman polos (polo positivo y polo negativo)

Ejemplo: H2O (agua)Electronegatividad del hidrógeno = 2.20Electronegatividad del oxígeno = 3.44

Diferencia de electronegatividad = 3.44 – 2.20 = 1.24Cumple el criterio, pues 1.24 es menor a 1.7, entonces es enlace

covalente. Sin embargo, la electronegatividad del oxígeno es mayor a la del hidrógeno, por lo que el oxígeno adquiere una carga parcial negativa y el hidrógeno una carga parcial positiva.

Entonces el enlace entre cada hidrógeno y el oxígeno es covalente polar


Enlace químico

Enlace covalente polar en el agua


Enlace químico

3. Enlace covalente coordinado (o simplemente enlace coordinado). Es el único caso, en el cual un enlace químico está formado por un par de electrones del mismo átomo

Por ejemplo, cuando la molécula de amoniaco se une al fluoruro de boro, se forma un enlace coordinado.


Enlace químico

A continuación se explica la formación de este enlace coordinado

1. El nitrógeno (Z=7), tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p3, entonces tiene cinco electrones de valencia

Al formar el amoniaco (NH3), ocupa tres de sus cinco electrones de valencia para unirse a los tres hidrógenos y por lo tanto le quedan dos electrones libres:


Enlace químico

2. El boro (Z=5), tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p1, entonces tiene tres electrones de valencia

Al formar el fluoruro de boro (BF3), ocupa sus tres electrones de valencia para unirse a los tres átomos de flúor y por lo tanto ya no le quedan electrones libres para formar nuevos enlaces:


Enlace químico

3. cuando se forma el enlace entre el amoniaco y el fluoruro de boro, el amoniaco aporta sus dos electrones libres:

De esta forma, enlace químico se forma con los dos electrones del nitrógeno:

El enlace coordinado suele representarse con un flecha indicando el elemento que aporta su par de electrones al enlace químico


Enlace químico

Otros ejemplos de enlaces coordinados:

1. En el fosfato de hidrógeno, H3PO4 (ácido fosfórico), hay un enlace coordinado entre el fósforo y un oxígeno, en este caso el fósforo aporta su par de electrones:

2. En el sulfato de hidrógeno H2SO4 (ácido sulfúrico) existen dos enlaces coordinados, entre el azufre y dos oxígenos, en ambos enlaces el azufre aporta el par de electrones:


Estructuras de LewisGilbert N. Lewis propuso que la capacidad de

reacción de los elementos dependía primordialmente de su configuración electrónica, es decir, de sus electrones de valencia

En la representación de Lewis se escribe el símbolo del elemento y con puntos se indica los electrones de valencia

:


Estructuras de Lewis

Por ejemplo, el hidrógeno 1s1 tiene un electrón de valencia, en la representación de Lewis se escribe un punto y el flúor 1s2 2s2 2p5 tiene siete electrones de valencia, entonces se escriben siete puntos alrededor del símbolo:



Las representaciones de Lewis para los elementos de los grupos A de la Tabla Periódica son las siguientes:

Obsérvese que el número de electrones de valencia coincide con el número de grupo en la Tabla Periódica



• Regla del octeto de Lewis

• Los enlaces químicos se pueden representar mediante estructuras de Lewis. Por ejemplo, en el bromo Br2, cada bromo tiene siete electrones de valencia, la representación de esta molécula mediante estructuras de Lewis es la siguiente:

• Se emplea diferentes tipos de puntos para cada bromo para diferenciarlos, en algunas ocasiones se usan puntos y cruces para la diferenciación.



• La Regla del octeto de Lewis dice: en una molécula, cada átomo adquirirá la configuración electrónica del gas noble con número atómico más cercano

• En otras palabras cada elemento en una molécula completará su última órbita con ocho electrones, a excepción del hidrógeno, cuyo gas noble más cercano es el helio



• En la molécula de bromo, se observa que cada bromo tiene ocho electrones alrededor, o sea que cada bromo completó su octeto

• El átomo del elemento bromo tiene número atómico 35, al formar la molécula de bromo Br2, adquiere la configuración electrónica del gas noble más cercano, es decir el criptón, cuyo número atómico es 36, por eso cada bromo tiene ocho electrones alrededor al igual que el criptón:



• En la molécula de hidrógeno gaseoso, cada átomo de hidrógeno tiene dos electrones alrededor, al igual que el helio, gas noble más cercano. En este caso no se completa el octeto, sin embargo la capa de valencia del hidrógeno se completa



• Sin embargo hay ocasiones que la Regla del octeto de Lewis no se cumple para todos los elementos

• Un ejemplo es la molécula de óxido de aluminio, Al2O3

• Primero escribimos las estructuras de Lewis para cada átomo que participa en la molécula



• Posteriormente determinamos de qué manera se forman los enlaces en esta molécula

• Se observa que cada átomo de oxígeno tiene ocho electrones alrededor, por lo cual sí cumple la regla del octeto, sin embargo cada aluminio tiene solamente seis electrones alrededor, entonces no cumple la regla del octeto



• Entonces la Regla del octeto de Lewis tiene limitaciones:

• 1. La regla del octeto no se cumplirá siempre, en el caso de una molécula que contenga átomos con número impar de electrones

• 2. En numerosos compuestos se presentan átomos que tienen más de ocho electrones alrededor, en este caso se dice que el átomo tiene octeto expandido

• 3. En algunos casos, el octeto queda incompleto, es decir no se llega a los ocho electrones, sin embargo la molécula es estable



• Ejemplo 1:Dibujar la estructura de Lewis para el sulfuro de hidrógeno H2S (ácido sulfhídrico)

• Paso 1. Se establecen las estructuras de Lewis para cada elemento participante, a partir de su configuración electrónica (observar los electrones de valencia):

• H: 1s1 un electrón de valencia

• S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 seis electrones de valencia

• Paso 2. Se establecen los enlaces para la molécula



• Ejemplo 2: Dibujar la estructura de Lewis para el cloruro de antimonio SbCl3

• Paso 1. Se establece las estructuras de Lewis para cada elemento participante, a partir de su configuración electrónica (observar los electrones de valencia):

• Sb: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p3 cinco electrones de valencia

• Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 siete electrones de valencia

• Paso 2. Se establece los enlaces para la molécula



• A través de las estructuras de Lewis, se facilita la explicación de algunos conceptos

• 1. Ion: átomo o molécula que debido a la pérdida o ganancia de electrones, adquieren carga positiva o negativa

• Cuando un átomo o molécula recibe electrones, entonces adquiere carga negativa y se forma un ion negativo o anión

• Cuando un átomo o molécula pierde electrones, entonces adquiere carga positiva y se forma un ion positivo o catión



• 2. Energía de ionización. Es la energía mínima requerida para extraer un electrón de un átomo en estado gaseoso.

• Obsérvese que cuando a un átomo se le quita un electrón adquiere carga positiva, es decir, se forma un catión

• Por ejemplo, si al sodio se le extrae su electrón de valencia se forma el ion sodio, el cual es un catión



• 3. Afinidad electrónica. Es la energía que se libera cuando un átomo en estado gaseoso atrae un electrón

• Obsérvese que cuando un átomo adquiere un electrón adquiere carga negativa, es decir, se forma un anión

• Por ejemplo, si el cloro adquiere un electrón se forma el ion cloro o cloruro, el cual es un anión


Memoranda

Aprenderse de memoria los siguientes conceptos: materia, molécula, compuesto, masa molecular, mol, número de Avogadro, capa de valencia, electrón de valencia, enlace químico, electronegatividad, enlace iónico, enlace covalente, Regla del octeto de Lewis, ion, anión, catión, energía de ionización y afinidad electrónica


BibliografíaBrown T., LeMay E., Bursten B. Química. La ciencia central. Prentice-Hall:

1998

Chemistry. Departament of Chemistry Fundamentals Handbook: 1993 (Versión electrónica)

Cruz D., Chamizo J., Garritz A. Estructura atómica. Un enfoque químico. Addison-Wesley: 1991

Dean J. A. Lange’s handbook of chemistry. McGraw-Hill: 1999

Karapetiants M., Drakin S. Estructura de la sustancia. Mir-Moscú: 1979

Muñiz Lozano Luisa Reyna. Apuntes de estructuras de Lewis. Programa Actualizado de Química I. Academia de Química (Versión electrónica)

Petriánov I., Trífonov D. La magna ley. Mir-Moscú: 1981

Rincón Arce A., Rocha León A. ABC de química. Primer curso. Herrero: 1976

Education

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