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www.FreeLibros.me Q UÍM ICA ID E A B O O K S , S .A . www.FreeLibros.me Título de la colección ATLAS TEMÁTICOS Texto e ilustración ©1996 IDEA BOOKS, S.A. Redacción / M.a Ángeles Febrer Canals, Doctora en Ciencias Químicas Ilustraciones / Montserrat Fabra Hernández, José M.a Thomas-Doménech Diseño de la cubierta / Lluís Lladó Teixldó Prlnted in Spaln by Emegé, Industria Gráfica, Barcelona EDICIÓN 1997 www.FreeLibros.me P R Ó L O G O La Química es una ciencia: estudia la constitución y el comporta miento de las sustancias materiales, cómo se transforman unas en otras, y también la manera como utilizarlas; explica e interpreta transformaciones materiales y es capaz de predecir otras nuevas. Esta definición es a la vez restringida y amplia, pues todas las cien cias están relacionadas y conexionadas. Así, la Química necesita de las Matemáticas para sus cálculos, la determinación de sus medidas y el establecimiento de sus leyes; muchos de sus méto dos y los conocimientos acerca del átomo se basan en la Física; a su vez, la Química contribuye al desarrollo de otras ciencias y téc nicas: Biología, Geología, Ingeniería, Astronáutica, etc. Para conocer una sustancia material es necesario saber cuál es su composición - calidad y cantidad de sus componentes-, e l modo de unión de sus partículas fundamentales constitutivas y la distri bución espacial de las mismas. No se conoce bien una molécula o agregado de átomos, ni un cristal iónico o agregado de iones, si no se sabe cómo es su estructura, o sea cómo están distribuidos sus átomos o sus iones en el espacio; para el conocimiento de los áto mos se precisa averiguar su estructura electrónica; para conocer una reacción, transformación de unas sustancias en otras, se pre cisa saber cómo ocurre este cambio estéricamente. Por tanto, y esto es importante, hay que «ver» los elementos y los compuestos en el espacio y «pensar» la Química tridimensionalmente; puesto que las representaciones en el papel son planas, es conveniente la utilización y el manejo de modelos atómicos. La Química, como todas las ramas del saber, ha ¡do evolucionando con el tiempo, entre tanteos, equivocaciones y certezas. De modo que explicaciones de fenómenos y teorías válidas en otras épocas pueden en la actualidad continuar siéndolo, o, al revés, ser incom pletas o inadecuadas. Análogamente, teorías que en el presente se tienen por válidas son susceptibles, en un futuro próximo o lejano, de modificarse, completarse, ampliarse o ratificarse. Las numerosas publicaciones que continuamente aparecen -libros, monografías y revistas- desbordan al químico y le hacen prohibitivo abarcar no ya toda la Química, sino incluso toda una rama de esta ciencia, como la Química Inorgánica, Química Ana lítica, Química Orgánica, Química Técnica, etc. Este ATLAS pre tende dar los conceptos fundamentales generales de la Química actual. Deseo expresar mi más cordial agradecimiento a José MU Tho- mas-Doménech, que ha realizado los dibujos de este ATLAS, innovadores en su género; a Montserrat Fabra Hernández, que lo ha secundado eficazmente con su colaboración, y a los compa ñeros que me han ayudado con sus sugerencias y comentarios. LA AUTORA www.FreeLibros.me Sustancias químicas M A T ER IA Cualquiera de los objetos que nos rodea es una sustancia química o una cierta clase de materia, la cual implica masa. Es imposible dar una defi nición de MATERIA. En principio puede decirse que ocupa lugar, o sea tiene volumen; en el vacío no hay materia, pero se maneja y se des criben sus propiedades. La MASA, según la ecua ción fundamental de la dinámica clásica, provie ne de la relación entre la fuerza aplicada a un cuerpo y la aceleración que le comunica. MATE RIA Y MASA no son sinónimos, pero de hecho, cantidad de materia y masa son indeslindables, pues aumentan y disminuyen conjuntamente y se miden de la misma manera. Las ciases de materia o sustancias químicas son enormemente variadas. Los barrotes de un balcón son de hie rro, un metal; el mercurio de un termómetro es otro metal; el tubo que lo contiene es de vidrio; el papel y el algodón son de celulosa. Las sustancias constituidas por una sola clase de materia son los CUERPOS SIMPLES o ELE MENTOS QUÍM ICOS; actualmente se conocen 109. Las partículas fundamentales de cada ele mento son los ÁTOMOS QUÍM ICOS. Las sus tancias formadas por la unión de dos o más ele mentos son los COMPUESTOS QUÍM ICOS; se conocen más de tres millones y continuamente se descubren otros nuevos; este elevado núme ro es debido a la facultad de unirse diferentes elementos y de diferentes maneras. Las partícu las fundamentales de cada compuesto (la mayoría de las veces) son las M OLÉCULAS. LEYES PONDERALES Ley de la conservación de la masa. — De Lavoi- sier (1743-1794). En las transformaciones quí micas corrientes, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de las sustancias resultantes (fig, 1). Así, al quemar 12 g de carbono con 32 g de oxí geno se forman 44 g de dióxido de carbono. Para los fenómenos nucleares, en los que apare ce energía a expensas de un defecto de masa, rige la ecuación de Einstein: E = m-c2, donde m = masa, c = velocidad de la luz = 2,998-108 m/s, o seac2 = 9-1016 (m/s)2, E = energía liberada al desaparecer la masa m. Considerando la masa como una forma de energía, las leyes clásicas de la conservación de la masa y de conserva ción de la energía se reúnen en una sola. En los procesos químicos también hay interconversión entre masa y energía, pero la variación de masa es tan ínfima que no es apreciable por los méto- ) dos de medición corrientes, y en la práctica se continúa aplicando y utilizando la ley de la conservación de la masa: «La masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma». Ley de las proporciones definidas. — De Proust ) (1754-1826). Llamada también ley de las pro porciones constantes y ley de las proporciones : fijas (fig.2): Dos o más elementos que se com binan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación de su masa constante. Si 71,0 g de cloro se combinan con 16 g de oxí geno para formar 87 g de óxido de dicloro, C l20 , 17,7 g de cloro se combinarán con 4,0 g de oxígeno para formar 21,7 g de C120 , y 142 g de cloro se combinarán con 32 g de oxígeno para formar 174 g de C l20 . Por tanto, si una cantidad de un elemento se trata con exceso de otro, este exceso no reacciona. Ley de las proporciones múltiples. — De Dalton (1766-1844). Diferentes cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro elemento, para formar diversos compues tos, están en la relación de números enteros y sencillos (fig. 3). El azufre forma dos óxidos importantes: el dióxido de azufre, S 0 2, y el trió xido de azufre, S 0 3; las diferentes cantidades de oxígeno que se combinan con una misma canti dad de azufre están en la relación 2 : 3. El estaño forma dos cloruros: el dicloruro de estaño, SnCl2, y el tetracloruro de estaño, SnCI4; la relación de las diferentes cantidades de cloro combinadas con una misma cantidad de estaño es 2 : 4, o 1 : 2. Cada compuesto de éstos, prescindiendo del otro, sigue la ley de las proporciones definidas; así, al aplicar ésta al dicloruro de estaño, la rela ción de estaño combinada con cloro es: Sn _ 118,70 g estaño 59,35 g Sn 2 Cl “ 2 ■ 35,5 g cloro “ 35,5 g Cl ' y en el SnCI4 la relación como están combina dos sus elementos es: Sn _ 118,70 g estaño 29,7 g Sn 4 Cl “ 4 - 35,5 g cloro ~ 35,5 g Cl Ley de las proporciones recíprocas. — De Rich- ter 0 762-1807). La relación entre distintas can tidades de diferentes elementos combinadas con una cantidad fija de otro elemento, es la misma relación con que secombinan entre s í (fig. 4). El carbono se combina con el hidrógeno para for mar el metano, CH4, y con el cloro para formar el tetracloruro de carbono, CCI4; la relación con que el hidrógeno y el cloro se combinan con una misma cantidad de carbono es: (Continúa en la lám. A/4) ATLAS DE QUÍM ICA 6 www.FreeLibros.me L e u e s n / 1 p o n d e r a l e s n a ° » a 0 a Oq O 'q a » » ' • & $® 8 Ü®. ^9 ( í o J Jq ® O © 15 átomos de carbono + 20 átomos de oxígeno — > 10 moléculas de dióxido de carbono. Sobran 5 átomos de carbono Con múltiplos muy grandes de las masas atómicas, los átomos-gramo serian: 180 g de carbono + 320 g de oxígeno = 440 g de dióxido de carbono. Sobran 60 g de carbono Fig.l — Ley de la r nncprv:,ri|^ n 4o la maca Q + ° _ Q 'j> Q 1 s s o. 1 s o Q Q — * í ¿ T 3 0 1 átomo de azufre + 2 átomos de oxígeno * 1 molécula de d ióxi do de azufre 1 S 3 2 ,0 6 4 g S _ _ 8 ,016 g S 2 0 2 -1 5 ,9 9 9 g O 8,000 g O 1 átomo de azu fre + 3 átomos de oxígeno í m olécu la de trióxi do de azufre T 5 3 2 ,0 6 4 g S _ 5 ,3 4 4 g S 3 0 ' ( • 3 -1 5 ,9 9 9 g 0 8.000 g 0 Fig. 2 - Ley de las proporciones definidas. Relación de las diferentes cantidades de oxigeno 2 13 ,9 9 9 g _ £ com binadas con una mism a cantidad de azufre: 3 15 ,9 9 9 g 3 E Q U IV A L E N T E del azu fre en el SO? ; 8 ,016 g EQ U IV A L E N T E del ozufre en el SO-, ; 5 ,3 4 4 g Fig. 3 - Ley de las proporciones múltiples. 4 H _ 1C H I H - - © r 1 io H _ 4 1 ,008 9 H 4CI 12,011 g C ' 1C 4H _ 4 1 ,008 g H _ JH _ 4 C I _ 4 3 5 ,4 5 g C1 1CI I © r ° ci _ 4 3 5 ,4 5 g Cl 12,011 g C Relación de las cantidades de hidrógeno y de cloro com bina das -con una mism a cantidad de carbono. Fig. 4 - Ley de las proporciones recíprocas. , H — 1,008 g H 1CI ” 3 5 ,4 5g Cl Relación de las cantidades de hidrógeno y de cloro combi- n adas entre si. SUSTANCIAS QUÍM ICAS: MATERIA 7 www.FreeLibros.me S u s t a n c i a s q u í m i c a s Equivalente químico. — Ya que los elementos son pocos y los compuestos muchísimos, en los inicios de la Química se pensó en una cantidad de elemento que sirviera de referencia para todos. De aquí vino el concepto de equivalente químico que se describió como la cantidad de sustancia que puede combinarse con 8,000 g de oxígeno, o sustituir 8,000 g de oxígeno. El equi valente químico depende exclusivamente del compuesto concreto. Así, en el S 0 2 el equiva lente químico del azufre es 8,016 g, pues está combinado con 8,000 g de oxígeno; y en el S 0 3 el equivalente del S es 5,344 g, o sea la cantidad combinada con 8,000 g de oxígeno (lám. A/1, fig. 3.). Por la ley de las proporciones defindas, la relación con que se combinan los elementos es la relación de sus equivalentes químicos. Por la ley de las proporciones múltiples, un mismo ele mento puede tener varios equivalentes. MOL Cada sustancia química, o sea cada clase de materia, con aspecto continuo, es en realidad discontinua pues proviene de la agrupación de multitud de diminutas partículas de las que-aun que descomponibles en otras todavía menores- se consideran sus entidades fundamentales o ele mentales, llamadas así porque son las más pequeñas partículas que conservan las caracterís ticas de cada clase de materia (que no sean las estadísticas), es decir todavía son esa sustancia. En Química, la unidad empleada para medir una cantidad de clase de materia es el mol. El MOL se define como la cantidad de sustancia que con tiene un número de sus entidades fundamentales igual al número de átomos que hay en 0,012 kg de carbono-12. Este número se denomina cons tante de Avogadro, que se simboliza por NA y equivale a NA = 6,022045 • 1023 entidades/mol. Al usar el mol hay que especificar las entidades fundamentales, que pueden ser: átomos, iones, moléculas, electrones, fotones... o grupos espe cificados de tales partículas. Masa formular. — Es la masa de la entidad fun damental. Se suele medir en daltons, d (ver B/1), y resulta de la suma de las masas de sus átomos o sus iones constituyentes. Si la entidad elemen tal es la molécula, la masa formular será la MASA MOLECULAR; así, la masa molecular del agua es 18,016 dalton, pues es la suma de la masa de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, o sea (2 X 1,008 + 16,00) dalton. Si la entidad elemental es el átomo, la masa formular es la masa atómi ca, siendo la del cobre de 63,54 daltons. Masa molar. — Es la masa de 1 mol de sustancia. Así, la masa molar del agua es 18,016 g y la del cobre 63,54 g. El número que expresa la masa molecular en gramos es el número que expresa la masa molecular, o la masa atómica, es decir, la masa formular en daltons. DENSIDAD La densidad absoluta de una clase de materia es la masa de la unidad de volumen. Se mide en uni dades de masa dividido por unidad de volumen. Si la masa se mide en gramos o en kilogramos y el volumen en cm3 o en m3, la densidad se expre sa en g/cm3 o en kg/m3 respectivamente. Así, la densidad del agua es 1 g/cm3 = 1.000 kg/m3 sig nifica que 1 cm3 de agua tiene la masa de 1 g o 1 m3 tiene la masa de 1.000 kg. La densidad del mercurio es 13,6 g/cm3, significa que 13,6 g de mercurio ocupan el volumen de 1 cm3. La densi dad del éter es 0,78 g/cm3 = 780 kg/m3, significa que 0,78 g de éter ocupan el volumen de 1 cm3 0 que 1 m3 de éter tiene la masa de 780 kg. La densidad absoluta de un gas se suele expresar en g/dm3, y así la densidad absoluta del oxígeno en condiciones normales es de 1,43 g/dm3. PRESIÓN Presión es la fuerza ejercida sobre la unidad de superficie. Se mide en unidades de fuerza o peso dividido por unidades de superficie. Usualmente se toma como unidad de presión el peso de una columna de mercurio de 760 mm de altura y 1 cm2 de base; se dice que es la presión de 1 atmósfera o 760 torr. En el sistema internacional de unidades, SI, la unidad de presión es la fuerza del 1 N ejercida sobre 1 m2, y se denomina Ras- cal, Pa; 1 atmósfera = 760 torr = 1,013 • 105 Pa. En talleres y en los tubos de gases expresan la pre sión en kilopondios/cm2 (kgtm 2 no es correcto); la equivalencia es 1 atm = 1,033 kp/cm2. Una misma fuerza puede ejercer distintas presiones según la superficie sobre la cual se aplique; un cubo de hierro de 5 cm de arista que pesa 9,63 N o sea aproximadamente 1 kp, se hunde en nieve blanda, pero no ocurre lo mismo con una plancha delgada de hierro del mismo peso; un clavo pene tra en la pared por la punta porque su superficie es mínima, pero aplicando la misma fuerza no penetra por la cabeza porque su superficie es mayor, o sea la presión es menor; el fundamento de la prensa hidráulica es que, aplicando peque ñas fuerzas, se puede ejercer grandes fuerzas, por que variando la superficie la presión es la misma. Es de todos conocido que la materia en la tierra se presenta en tres estados: sólido, líquido, ga seoso. El que una materia se halle en un estado u otro depende de ciertas condiciones, como pre sión, temperatura, etc. Una clase de materia en determinadas condiciones posee unas propieda des características, como densidad, dureza, color, conductividad eléctrica, viscosidad, etc. ATLAS DE QUÍM ICA 8 www.FreeLibros.me D e n s i d a d . 0 / p L e q e s d e l o s g a s e s H ' d Fig. 1 - La misma masa, el mismo peso, pero distinto volumen. m u i P2 = 3P, V3 =VjV, P , = P, — V fa P , = V6 P, V , = V , + V6 V , = 7/6 P, Fig. 2 - Ley de Boyle: para una misma masa de gas y a temperatura constante, los volúmenes son inversamente poporcionales a las presiones. w ft t w Hidrógeno y Nitrógeno Presión to ta l:.5 cm + 12 cm = 17 Nitrógeno Presión: 12cm Fig. 3 - Ley de las presiones parciales. El l^t pasa menos (hay más H J Fig. 4 - Difusión de los gases. SUSTANCIAS QUÍM ICAS: MATERIA 9 www.FreeLibros.me S u s t a n c i a s q u í m i c a s LEYES DE LOS GASES Ley de Boyle. — Permaneciendo constante la temperatura, los volúmenes que ocupa una misma masa de gas son inversamente propor cionales a las presiones que ejerce: p, • v1 = p2 • v2 = p3 • v3 = .. . = v = constante (lám A/2, fig. 2). La presión de los gases se debe a los choques de sus moléculas contra las paredes del reci piente; cuanto mayor sea el recipiente, menor será el número de choque, disminuyendo pro porcionalmente la presión. Mezclas de gases. Leyes de las presiones par ciales de Dalton. — 1) En una mezcla de gases, la presión ejercida por un gas es la misma que ejercería si estuviera sólo ocupando el mismo volumen a la misma temperatura. 2) La presión total de los gases es la suma de las presiones parciales de cada gas en particular (lám A/2, fig. 3). Esto es así porque la presión se debe al número de choques de las moléculas contra las paredes, y depende del número de moléculas, no de la especie de éstas. Difusión de gases. Ley de Graham. — Las velo cidades de difusión de los gases (lámina A/2, fig. 4) son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus densidades: Velocidad del gas A _ v Densidad del gas B Velocidad del gas B V Densidad del gas A CALOR Y TEMPERATURA Calor. — Es una de las varias formas de energía. La energía, capacidad de realizar trabajo, se manifiesta de distintas maneras: mecánica o tra bajo, calorífica, eléctrica, luminosa, química, etcétera. Las diferentes formas de energía se pue den transformar unas en otras; es decir, puede \ aplicarse a los sistemas macrocópicos la ley clá- sica:«La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma». Cuando un gas se expansiona, rea liza un trabajo a expensas de la energía calorífi- / ca que se le suministra exteriormente; en las centrales eléctricas se aprovecha la energía mecánica de un salto de agua para transformar la en eléctrica, y ésta se transforma en mecánica al hacer trabajar una máquina; en las resisten cias eléctricas hay transformación de energía eléctrica en calor; el trabajo de rozamiento de dos cuerpos siempre produce calor. Como consecuencia, cualquiera de las formas de energía se podrá expresar en cualquier unidad de energía; así, el calor se expresa en unidades de calor, o calorías, y en unidades de trabajo, por ejemplo jouls o julios; y el trabajo se expresa en unidades de trabajo y también de calor. Temperatura. — La temperatura nos da el nivel térmico de un cuerpo. Se mide en grados; se ) toma como 0° la temperatura de una mezcla de agua líquida y hielo, y como 100° la tempera tura de una mezcla de agua líquida y vapor de , agua. La escala entre 0° y 100° se divide en cien partes iguales; cada parte es 1° centígrado /' (fig. 5). Una comparación entre calor y tempe- \ ratura la tenemos en los depósitos A y B (fig. 1), en los cuales diferentes cantidades de líquidos alcanzan un mismo nivel, y en los depósitos B y C, donde una misma cantidad de , líquido llega a distinta altura. Sean dos bolas de hierro (fig. 2), una de 5 g y otra de 15 g, ini- : cialmente las dos a 20°. Si a cada una le comu nicamos la misma cantidad de calor, por ejem plo unas 430 calorías (exactamente 428 cal), la de menor masa llegará a 100° y la de mayor masa, sólo a 46,6° = 47°; con una misma can tidad de calor se alcanzan diferentes tempera turas. Si las dos bolas inicialmente a 20° han de aumentar 10°, o sea llegar a 30°, a la pequeña, de masa 5 g, se le han de comunicar 5,35 calo- ) rías, y a la mayor, de masa 15 g, se le han de dar 16,05 calorías; con distinta energía calorífi- j ca se alcanza la misma temperatura. Calor específico. — Es la cantidad de calor que se ha de comunicar a 1 g de una sustancia para elevar 10 su temperatura. El calor específico del hierro es 0,107 cal/0 g; significa que para elevar 1° la temperatura de 1 g de hierro se necesitan 0,107 calorías. La caloría es el calor específico del agua; es decir, para elevar 1° la temperatu ra de 1 g de agua se necesita 1 caloría. Leyes de los gases. - Leyes de Charles-Gay Lus- sac. — 1. A presión constante (lámina A/3, fig. 4, p. sup.), los volúmenes ocupados por una misma masa de gas son directamente propor cionales a las temperaturas absolutas: V , V-, V , V — i- = —— = —— = ...= — = constante. T i T 2 T 3 T Por cada grado que se aumente la temperatura de un gas, éste se dilata 1/273 de su volumen inicial; si el volumen inicial es I I , después de aumentar 1 ° su temperatura, el volumen será 11 + l/27¡ I; si se eleva 2°, el aumento de volumen será 2/27¡ 1 y el volumen final 11 +2/27¡ I; en general, si la temperatura de un volumen inicial v¡ de un gas se eleva t°, el volumen final será Vf + v¡ • t/273°. Asimismo, si se disminuye la tem peratura, la disminución de volumen es 1/273 (o sea el aumento - 1/273) por grado y por unidad de volumen; si I litro de un gas a 0 "C descen diera 273°, la disminución de volumen sería 273/27) y el volumen final 1 - 273/27J = 0, lle gando a un volumen nulo, o sea al imposible de que una cantidad de materia no ocupara volumen (en el supuesto de que continuara en estado gaseoso). Esta temperatura, - 273°, Ha- ATLAS DE QUÍM ICA 10 www.FreeLibros.me C a l o r g t e m p e r a t u r a . □ , n L e p e s d e l o s g a s e s Fig. 1 - A y B: distinta cantidad de líquido, el mismo nivel. - B y C : la misma cantidad de líquido, distinto nivel. I A jarro con 100 mi de agua +5,35 calorías. +16,05 calorías Con distinta cantidad de calor, el aumento de temperatura es el mismo At = 10° Temp. final: 30° Dos bolas de hierro Estado inicial: 20° +430 caloríasv a cada una Con igual cantidad de calor, la temperatura final es distinta. Fig. 2 - Relaciones entre masa, cantidad de calor y temperatura. O lla con 20 litros de agua Inicialmente los dos a temperatura del ambiente. Fig. 3 - Para que hierva el jarro, basta una pequeña llama. Para la olla se necesita un fogón, pues con la pequeña llama apenas se calienta. _2Vj_ 2 T , La masa del gas no varía V3 ’/fVi T " v 3t , El numero de choques de las moléculas es el mismo Mezcla de agua líquida y vapor (agua hirviente): punto de ebyJli- 100° 373° v\ p2 Ti V.T, v3t , La masa del gas no varía 2'A 2AT, El número de choques varía con la presión M ezcla de agua líquida y hielo: punto de fusión. IJ 273° Fig. 4 - Arriba: a presión constante, V es directamente proporcional a T. Fig. 5 - Graduación de un termómetro centígrado. Abajo: a volumen constante, P es directamente proporcional a T. SUSTANCIAS QUÍM ICAS: MATERIA Y ENERGÍA 11 www.FreeLibros.me S u s t a n c i a s q u í m i c a s mada cero absoluto, sirve de punto de partida para la escala denominada de temperaturas absolutas: 0 °C = 0o = 273 K, temperatura de la mezcla de agua líquida y hielo; 100 °C = 373K, temperatura de la mezcla de agua líquida y vapor (lám. A/3, fig. 5); en general, T = t + 273°, T = temperatura absoluta, t = temperatu ra centígrada; así 294 K, K en honor a Lord Kel- vin, equivalen a 2 1 en la escala centígrada no es necesario poner °C; indicando grados, basta. El valor 1/273 se simboliza por a. 2. A volumen constante, las presiones ejercidas por una misma masa de gas son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas: - í l - = -E l. = ...... —E_= constante. T , T2 T La variación de presión por grado de temperatu ra es también 1 A 73 = a de la presión inicial. Las moléculas de un gas se mueven continua mente a distintas velocidades;la velocidad está relacionada con el contenido energético. Al ele var la temperatura de un gas, aumenta su conte nido energético y, por tanto, la velocidad de sus moléculas. 1. Si se eleva la temperatura del gas y se quiere que el número de choques de sus moléculas, o sea la presión, sea el mismo, como la energía y la velocidad de las moléculas son mayores, ha de aumentar proporcionalmente el volumen. 2. Al elevar la temperatura, aumenta el contenido energético y la velocidad de las molé culas; luego manteniendo el volumen constante, el número de choques es mayor, aumentando proporcionalmente la presión. Ecuación del gas perfecto. — Se entiende por gas perfecto un gas ideal cuyas moléculas no ocuparan volumen y no ejercieran ninguna influencia entre sí. La relación que liga las tres variables (presión, volumen y temperatura) es E l • v > = P2_ ^ = ...= - P ^ L = constante. T i T2 T A la temperatura de 0 PC = 273 K y a la presión de 1 atmósfera = 760 tor, llamadas condiciones normales, 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros; luego siempre se verifica: p ■ v 1 atmsf ■ 22,4 I D T-------------273í<— R' I Si en vez de 1 mol, hay un número n de mol, la ecuación será: R es la constante universal de los gases perfec tos, y sólo depende de las unidades en que se tomen la presión y el volumen; la temperatura se expresa en grados absolutos; así: ) 1 atmf • 22,4 I _ p _ n nR-,nq atmf • litro 273 K ' mol • K Este volumen de 22,4 litros en condiciones norma les es el volumen molar; es decir, la masa de 2 2 , 4 litros de cualquier gas en c. n. es igual a 1 mol; ej.: 1 mol de hidrógeno, H2, es 2,016 g, que en c. n. ocupan 22,4 I; Ya masa de 22,4 I de oxígeno, 0 2, en c. n. es 32 g, pues 32 g de oxígeno son 1 mol. Ley de los volúmenes en la combinación. — De Cay Lussac. En una reacción química, los volúme nes de los gases reaccionantes y el de los produci dos están en la relación de números enteros y sen cillos. Así, 2 I de hidrógeno, H2, reaccionan con 1 I de oxígeno, 0 2, para formar 2 I de vapor de agua, E12 0 ; en la reacción del hidrógeno con el cíoro para formar cloruro de hidrógeno, la relación es : 1 I de H2 más 1 I de Cl2 dan 2 I de HCI; al oxidar la cantidad necesaria de azufre sólido con 1 I de oxígeno, se forma 1 I de dióxido de azufre. En toda reacción, esta relación de volúmenes es la relación molecular; así, 2 moléculas de hidrógeno, formado por 2 átomos, reaccionan s con 1 molécula de oxígeno, formada por 2 áto mos, para dar 2 moléculas de agua constituidas por 3 átomos. Ley de Avogadro. — Explica la anterior, y dice: En las mismas condiciones de presión, volumen y temperatura, todos los gases tienen el mismo número de moléculas. Este número es 6,023 • 102 3 moléculas. En todos los océanos y mares se calcula que hay 1,4 ■ 102 4 mi = 1,4 - 1021 I de agua; en una gota de agua hay 1,7 ■ 1021 molé culas; 1 mol contiene 6 , 0 ■ 1 0 2 3 moléculas. Nota. — El aire atmosférico es una mezcla de gases: principalmente oxígeno y nitrógeno. La composición del aire fue establecida por pri mera vez por A. Martí Franqués (1750-1832), que dio el contenido exacto de oxígeno, 2 1 % en volumen, y las cantidades de los otros gases muy parecidas a las actuales. (Continuación de la lámina A /i) 4 H H 1,008 g H 4 Cl “ a ” 35,5 g Cl ' pues bien, la relación con que se combinan el hidrógeno y el cloro para formar el cloruro de hidrógeno, HCI, es la misma: H 1,008 g H Cl 35,5 g Cl Combinación. — Según lo dicho, en una com binación química, o compuesto, sus elemen tos no están combinados al azar, sino que obedecen a leyes concretas. Además, el com puesto posee unas propiedades y característi cas distintas a las de los elementos que lo han formado. ATLAS DE QUÍM ICA 12 www.FreeLibros.me L e y e s d e l o s g a s e s n/4 , , . j , . 1 volumen de 2 volúmenes de hidrogeno + oxígeno 1 litro de hidrógeno + 1 litro de cloro 2 X 22 ,4 I de dióxido de azufre 1 volumen de nitrógeno + ' 3 volúmenes de hidrógeno La relación de las masas de las sustancias reaccionantes y/o formadas, múltiplos o submúltiplos de las masas moleculares, vale para sólidos, líquidos y gases. La relación de volúmenes, igual a la relación molar, vale sólo para los gases. SUSTANCIAS QUIM ICAS: MATERIA 13 www.FreeLibros.me Afomos Átomo. — Es la partícula más pequeña de un ele mento que conserva sus propiedades. Si tenemos polvo de cinc, cada partícula de este polvo conser va todas las propiedades del cinc; si cada partícula de este polvo se pudiera dividir en otras muchísimo menores, se llegaría a los átomos, o sea a las meno res partículas que continúan siendo cinc, con todas sus características (que no sean las macroscópicas, las cuales resultan del promedio de muchísimos átomos). El diámetro medio de los átomos es del orden 1-5 ■ 10~10 m, o sea del orden de la diezmi- llonésima de milímetro. Los átomos de un mismo elemento se representan por símbolos, que son la primera, o la primera y alguna otra letra del nombre del elemento en latín; así el símbolo de la plata es Agde «argentum», el del hierro es fe de «ferrum». CONSTITUCIÓN DE LOS ÁTOMOS Los átomos están constituidos por la envoltura y el núcleo. En la envoltura hay exclusivamente elec trones, partículas de masa despreciable o ínfima, y con carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del electrón se toma como la unidad fundamental de carga eléctrica. En el núcleo hay diversas partículas, pero sólo consideraremos los protones y los neutrones. Los protones son partículas de masa aproximadamen te una unidad atómica de masa, u, y con carga eléctrica positiva. La carga eléctrica del electrón y la del protón tienen exactamente el mismo valor, pero son de signo contrario. Los neutrones son partículas de masa aproximadamente igual a la del protón: no tienen carga eléctrica. El diámetro medio del núcleo es del orden de 1CH4 m. Si se compara el diámetro del núcleo con el total del átomo, y considerando la masa del electrón des preciable, se puede ver que, prácticamente, la masa total del átomo está concentrada en el núcleo, pero en los átomos, incluido el núcleo, hay más espacios vacíos que «llenos». Los símbolos de las partículas subatómicas son: electrón'fe, o e; protón, jH , p, o H +; neutrón, °n , o n; el subíndice indica la masa y el super- indice la carga eléctrica. Número atómico. — Simbolizado por Z, es el número de protones que hay en el núcleo, número que es igual al de electrones que hay en la envoltura. Z es una constante característi ca de los átomos de un mismo elemento quí mico. Un átomo en estado neutro tiene el mismo número de protones que de electrones. En las transformaciones químicas corrientes el número de partículas en el núcleo permanece invariable; sólo cambia la distribución en la envoltura, perdiendo, ganando, o compartien- ) do electrones. El elemento más sencillo es el hidrógeno, de número atómico Z=1, significan do que tiene 1 protón en el núcleo y 1 electrón ) en la envoltura y por tanto los protones son núcleos de átomos de hidrógeno. Los elemen tos están clasificados en orden creciente a su \ número atómico, que aumenta de unidad en unidad. Al hidrógeno le sigue el helio, de número atómico Z=2; a éste el litio de Z=3; o . sea con 3 protones en el núcleo y 3 electrones ' en la envoltura. Los elementos que siguen, hasta Z=20, están representados en la figura. Número másico o número de masa. — Es la suma del número de protones Z, más el número de neutrones que hay en el núcleo. Por tanto la dife rencia entre el número másico A, y el número atómico, A-Z, es igual al número de neutrones. Isótopos. — Son los distintos átomos de un ele mento que tienen igual número atómico y distintonúmero másico, y por tanto distinta masa. El número atómico caracteriza los átomos de un mismo elemento químico; se conoce un centenar. El número másico caracteriza los átomos de un ' mismo isótopo; se conoce un millar. Es decir, el comportamiento químico de los distintos isótopos con igual Z es el mismo. El cloro tiene dos isótopos cuyos números másicos son 35 y 37. Como su número atómico es 17, el isótopo de número mási co 35 tendrá 18 neutrones, y el isótopo A=37 ten drá 20 neutrones. El hidrógeno tiene dos isótopos más, cuyos números de masa son 2, deuterio, y 3, tritio, o sea con 1 y 2 neutrones respectivamente. Masa atómica. — Es la masa del átomo. Se suele medir en daltons, d, que es la unidad de masa ) atómica, u, y se define como la doceava parte, o , sea 1/12, de la masa del núcleo de carbono de número atómico 6 y número másico 12, o sea 1|C , o carbono-12, que es 1 u, o 1 d; es decir la masa del C-12 es exactamente 12,000 daltons. La masa atómica del ¡H es 1,008 daltons, signi ficando que la masa del átomo de hidrógeno es 1,008 veces mayor que la doceava parte de la j masa del átomo de carbono de 12,0000 u. Así también se dice que la MASA ATÓMICA RELA TIVA del hidrógeno es 1,008 sin dimensiones o > sin unidades, pues proviene de una relación. Las masas atómicas de los elementos químicos, o las masas atómicas relativas que aparecen en las tablas, resultan del valor promedio ponderado . de su composición isotópica. La masa molar o masa de 1 mol de átomos tam bién se denomina ÁTOMO-GRAMO, y es un número de gramos de un elemento igual al número de su masa atómica. Así, 1 átomo-gramo de H es 1,008 gramos. ATLAS DE Q UÍM ICA 14 www.FreeLibros.me C o n s t i t u c i ó n n / i d e l o s á t o m o s íi.'sin Adufre Helio / V T \ \ \ Fig. 2 Símbolos, números atómicos y distribución de los electrones en la envoltura de los 20 primeros elementos. En la tabla interior: isopotos del primer elemento. & Fig. 1 - Gases nobles. Símbolo y n.° de masa H¡drc^ >eno n° de masa: 1 Deuterio D n° de masa: 2 Tritio n° de masa: 3 j Envoltura 1 electrón: er 1 electrón: er 1 electrón: 1/er Núcleo li -hT .¡ ni r 1 1 protón: II I- 1 protón: 1 H,+ 1 neutrón: 1 n,0 1 protón: 1 H,+ 2 neutrones: 2n. ÁTOMOS 15 www.FreeLibros.me Á t o m o s INTERCAMBIO DE ENERGÍA ENTRE RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA Y MATERIA Al tirar una piedra sobre las aguas en reposo de un estanque se produce una perturbación. Dicha perturbación se transmite a toda el agua del estan que en forma de ondas circulares concéntricas, con origen en el sitio donde ha caído la piedra; es decir, se propaga mediante un movimiento ondu latorio. Una carga eléctrica en reposo origina un campo eléctrico; una carga eléctrica en movi miento origina un campo eléctrico y un campo magnético. Por tanto, una carga eléctrica puede causar perturbaciones, en este caso vibraciones, en un punto del espacio, las cua les pueden propagarse en todas direcciones en forma de movimiento ondulatorio transversal (fig, 3 ). Se propaga la perturbación pero no hay propagación ni transporte de materia. La pro pagación de un campo eléctrico y un campo magnético cuyos planos de vibración sean constantemente perpendiculares entre sí y per pendiculares a la dirección de propagación, constituye la radiación electromagnética, que puede dar lugar al espectro electromagnético. Un ESPECTRO consiste en un conjunto de radiaciones electromagnéticas recogidas sobre una pantalla, fotografiadas, registradas gráfica mente o también observadas directamente si son visibles, es decir, puestas de manifiesto de alguna manera sensible. Toda radiación se caracteriza por su X, su u y su energía. La longitud de onda, X, es la distancia entre dos puntos con la mismas características en el camino que sigue la radiación; es decir, la dis tancia entre dos puntos que se hallan en las mismas condiciones de perturbación o vibra ción. Se mide en unidades de longitud y según la radiación que se considere, se expresa desde km y m para las ondas de la radiofrecuencia hasta pm para los rayos X duros. La frecuencia, u, es el número de vibraciones, o de ciclos, en la unidad de tiempo y por tanto el número de longitudes de onda recorridas en la unidad de tiempo. Se mide en Hz, aunque para el caso de las ondas también se puede expresar en inversos de segundo, s-1. La rela ción que liga la longitud de onda con la fre cuencia es: X = cAt, c = Xu, siendo c la veloci dad de la luz = 3 • 108 m s-1. A cada radiación le corresponde una energía radiante, E, es decir posee una energía que se relaciona con la frecuencia y la longitud de onda por las expresiones: E=ho y E=hc/A.; h es una constane universal, la constante de Planck, cuyo valor es h = 6,63 ■ 1O-3^ J s, y como se ve h tiene las dimensiones de una energía multi plicada por un tiempo. DUALISMO ONDA-PARTÍCULA Efecto fotoeléctrico.- Consiste en la emisión de electrones por un metal cuando sobre él incide radiación electromagnética de energía, es decir de frecuencia, suficiente; se comprue ba con el dispositivo esquematizado en la figu ra 4. Se acusa el paso de corriente eléctrica cuando sobre la placa metálica unida al polo negativo incide radiación capaz de arrancarle electrones, los cuales se dirigen a la otra placa unida al polo positivo. Se explica este efecto por la naturaleza corpuscular de toda radiación electromagnética. Los corpúsculos se llaman fotones, y cada fotón contiene o es una canti dad elemental de energía, el quantum o cuan to de energía E=hv, donde h es la constante de Planck y u la frecuencia de la radiación. La energía de los fotones de la radiación se consume, parte en el trabajo de arrancar el electrón y parte en comunicarle la energía cinética, Ec = 1/2 m ■ v2, necesaria para moverse alejándose del metal, donde m=masa y v=velocidad del electrón. Si los fotones no tienen suficiente energía, aunque sobre el metal incida una radiación muy intensa, es decir, formada por muchos fotones, éste no emitirá electrones: si la energía de los fotones es suficiente, aunque la radiación sea débil, es decir formada por pocos fotones, el metal emitirá electrones. Emisión de rayos X. — Un efecto inverso del fotoeléctrico es la emisión de rayos X por una placa metálica cuando sobre ella chocan elec trones a una velocidad, o sea con una energía cinética determinada, anulando a llí su movi miento (fig. 5). La energía y, por tanto la fre cuencia de los rayos X, dependen de la ener gía de los electrones que los han producido. Ondas de materia. — Louis De Broglie postuló que toda partícula material de masa m movién dose a una velocidad v tiene asociada una onda de naturaleza electromagnética cuya lon gitud de onda vale X=h/mv. El producto mv se llama cantidad de movimiento, y h es la cons tante de Planck. Principio de indeterminación de Eteisenberg. La luz visible y en general la radiación electro magnética, se nos manifiesta a veces con carácter ondulatorio continuo. Así en los fenó menos de reflexión, refracción, difracción, y a veces con carácter corpuscular discontinuo cuantizado. El principio de indeterminación, puntal de la mecánica cuántica, establece que es imposible observar SIMULTÁNEAMENTE ambos caracteres. La limitación reside en la mente humana; si se observa la radiación como onda, es imposible observarla como fotón y viceversa. ATLAS DE QUÍM ICA 16 www.FreeLibros.me I n t e r c a m b i o d e e n e r g í a e n t r e □ / p r a d i a c i ó n e l e c t r o m a g n é t i c a g m a t e r i a Pantalla v. / ~ ; Nf / < > N . / \I t i ! V y , N V - x / I p * - s J Pantalla vista de frente Fig. 2 - Difracción de los rayos X. Fig. 1 - Estanque.La perturbación en un punto se propaga en forma de ondas. Fig. 2 - Onda de longitud de onda X . En (a), la onda en un instante determinado; en (b), la misma después de un pequeño tiempo. Radiación Cám ara donde hay un vacío perfecto E lec trones Indicador de corriente Electrones. Fig. 4 - Efecto fotoeléctrico. Fig. 5 - Emisión de rayos X por electrones. • I S i l Ondas hertzianas I 011 3 !_a Microondas 1Rayos y I Rayos X ! j H—^ i i Infrarrojos f5 1 Radio 1 «f T o o o o o o o 7 7 i i7 2 2 1 i 2 o o o o o o I I Fig. 6 - Espectro de las radiaciones electromagnéticas; longitd de onda X en m. ÁTOMOS 17 www.FreeLibros.me Á t o m o s Espectroscopia. — Estudia el intercambio de ) energía entre radiación electromagnética y \ materia. Permite interpretar los espectros origi nados por las diversas sustancias. En el átomo, los electrones negativos de la ( envoltura se mueven en torno al núcleo positi- / vo; parece, pues, que los electrones ¡rían a , colapsarse en el núcleo, pero sin embargo no ( ocurre así. La TEORÍA CUÁNTICA explica la j estabilidad del átomo y se basa en los hechos experimentales siguientes: el electrón es una partícula que posee un cierto contenido ener- S gótico; el electrón puede absorber energía de la . clase que sea: eléctrica, calorífica, radiante; el ) electrón puede emitir energía que es siempre , radiante y por tanto se manifiesta en forma de / radiación, pudiendo originar un espectro. La luz blanca, compuesta por los distintos colo- ( res, es el conjunto de radiaciones electromagné- / ticas que percibe el sentido de la vista. Si una \ radiación electromagnética monocromática -o / sea que vibre en una sola longitud de onda- atraviesa un prisma óptico, al salir cambia de 1 dirección, se refracta. Si un haz de luz blanca / compuesta por radiaciones electromagnéticas S de distintas longitudes de onda que constituyen los diversos colores atraviesa un prisma óptico, al salir se refracta y se dispersa. Es decir, el haz 1 emergente se ha descompuesto en sus colores. Recogiendo el haz emergente sobre una panta lla se obtiene un ESPECTRO DE EMISION de ( aspecto continuo (figs, 1 y 3), compuesto por los diferentes colores que varían gradualmente; . cada color corresponde a luz de diferente ener gía con su longitud de onda y frecuencia carac- ) terísticas. El color rojo corresponde a la radia- ( ción electromagnética de menor energía, de mayor longitud de onda, de menor frecuencia, que se ha refractado menos; el color violeta / corresponde a la luz de mayor energía, de menor longitud de onda, de mayor frecuencia, que se ha refractado más. Este espectro óptico visible es una pequeñísima parte del espectro total de radiaciones electromagnéticas (lám. B/2, fig. 6); las longitudes de onda del espectro visi- ) ble van desde unos 400 nm hasta unos 800 nm. Al comunicar energía a una sustancia, ésta la / absorbe y luego emite radiación electromagnéti ca; así ocurre al hacer saltar la chispa eléctrica ( en un tubo con hidrógeno o al calentar vapor de mercurio. Si esta luz emitida por el hidrógeno o \ por el mercurio atraviesa un prisma óptico, se / refracta y se dispersa según sus diferentes longi tudes de onda; si el haz dispersado se recoge sobre una pantalla, se obtendrá un ESPECTRO , DE EMISIÓN DISCONTINUO o ESPECTRO DE \ RAYAS (figs. 2, 4 y 5). Estas radiaciones emitidas ( por el hidrógeno o por el mercurio se deben a ) que sus átomos se han excitado de alguna mane ra; cada una de estas rayas corresponde a una radiación de energía definida, o sea de frecuen cia definida. Utilizando como fuente luminosa los distintos elementos siempre se obtienen espectros discontinuos; la posición de las rayas es característica de cada elemento. Ademas, si un haz de luz blanca pasa a través de hidrógeno o de mercurio, a la luz emergen te le fatan ciertas radiaciones que han sido absorbidas por el elemento. Recogiendo las emergentes sobre una pantalla se obtiene un ESPECTRO DE ABSORCIÓN DISCONTINUO. Estas radiaciones que faltan son precisamente las que emite el elemento cuando se ha excita do. El espectro de emisión y el de absorción de una sustancia se complementan. Modelo atómico de Bohr. — Niels Bohr, danés, Premio Nobel de Física 1922, estableció ciertos principios que explican la estabilidad del átomo. Dichos principios sirven de base para la compren sión de los espectros, y le permitieron interpretar y descifrar el espectro del átomo de hidrógeno. Los electrones, partículas eléctricamente negati vas, se mueven en tomo al núcleo positivo. La energía total del electrón, o sea su contenido energético, es la suma de su energía cinética debido a ser una partícula en movimiento, más su energía potencial debido a ser una carga eléctrica negativa próxima al núcleo con carga eléctrica positiva e influenciado por los demás electrones cargados con electricidad del mismo signo. Esta energía total no puede tener valores cualesquiera, sino ciertos valores determinados, permitidos, cuantizados. Los electrones en torno al núcleo ocupan en preferencia ciertas regiones del espacio, sus correspondientes nive les energéticos cuantizados. Mientras el elec trón se mueve en un mismo nivel energético, o nivel cuántico, no absorbe ni emite energía. Si el electrón salta a un nivel energético superior más alejado del núcleo, absorbe energía; si salta a un nivel energético inferior más cercano al núcleo, emite energía. Esta variación de energía no es gradual, sino de una vez, o sea cuantizada y es igual a la diferencia de energía entre los dos niveles energéticos (fig. 6). Las emisiones de ener gía radiante por el electrón al saltar a un nivel energético inferior, cuando previamente el elec trón se ha excitado a un nivel superior, son las reponsables de las rayas del espectro de emisión. Un átomo en el que todos sus electrones ocupen o se muevan en su nivel energético correspon diente, se halla en estado fundamental. Un átomo en el que algún electrón ocupe un nivel energéti co superior se halla en estado excitado; tiende a volver al estado fundamental emitiendo la energía que absorbió al excitarse. ATLAS DE QUÍM ICA 18 www.FreeLibros.me I n t e r c a m b i o d e e n e r g í a e n t r e R # -z r a d i a c i ó n e l e c t r o m a g n é t i c a g m a t e r i a ' á Foco luminoso R e e lija Prisma Fig. 1 - Formación de un espectro continuo. 430,8 nm 488,1 527 518,3 G F 517,2 b E Fig. 2 - Formación de un espectro discontinuo. 589 589,6 656,3 687 D2 D , C 500 nm 600 nm Fig. 3 - Espectro de emisión, continuo, de los colores de la luz blanca. 420,1 434 *400 nm ' 5ÓÓ nm 1 ¿ód nm 1 Fig. 4 - Espectro de emisión , discontinuo, del hidrógeno H1r T ü ¡ ) r 502,5 577 615,2 .579 , Í>2M l4 0 0 T rrr~ — 50Ó nm 600 nm 700 nm Fig. 5 .- Espectro de emisión, discontinuo, del mercurio Hg 28Q. de £j a £j* energía em itida = E, - Ej de E j a É_>r energía em itida = E s E2 - o del electrón del nivel eperaótko E | al i rgía emitida: A£ = E2 - E, = nv n = 7 n = 6 n = 5 n = 4 Fig. 6 - Niveles energéticos Ev E2, E3 y E4. 4 f (1 4 e ) n = 4 (32 e i n = 3 (18 e-) n = 2 (8 e-) I I i / _ i 4 " i \ - I > B 1 *■ - ¡ c i i i i i i i ■,— ■Id (10 e i 4p (6 e i 3a (10 e i 4s (2 e i i 3p (6 er) i 3s (2 e i , 2p (6 e i , 2s (2e4 ls(2e) Fig. 7 - Niveles energéticos fundamentales. Fig. 8 - Niveles energéticos y subniveles. ÁTOMOS 19 www.FreeLibros.me A t o m o s NÚMEROS CUÁNTICOS Las características de cada electrón se especifi can mediante cuatro números llamados núme ros cuánticos. Los electrones en el átomo se hallan distribui dos en capas o niveles energéticos o nivelescuánticos principales. En cada nivel energético, la energía total de los electrones que lo ocupan es aproximadamente la misma. A cada nivel energético principal se le asigna un número entero (lám. B/3, fig. 7): 1, 2, 3 ... n, llamado número cuántico principal, el cual informa acerca de la energía del electrón en su nivel energético principal. Además, el número cuán tico principal indica el número máximo de electrones que puede contener una capa o nivel energético, que es 2 ■ n2; así en el primer nivel energético sólo caben 2 ■ 12 = 2 electro nes, en el segundo caben 2 • 22 = 8 electrones, en el tercero 2 -32 = 18 electrones, etc. Cada nivel energético principal se desdobla en subniveles de energía, cuyo número es igual a n, que dependen del segundo número cuántico, el número cuántico secundario, I, o número cuán tico orbital. El primer nivel principal de n = 1 es a la vez su subnivel; en la capa de n = 2 hay dos subniveles; en el nivel cuántico n = 3 hay tres subniveles, etc. (lám. B/3, fig. 8). Si en un ins tante se pudiera determinar la posición del elec trón en el espacio y marcarla con un punto, determinarla en otro instante y marcarla con otro punto, y así muchas, muchísimas veces, se lle garía a tener un diseño en el que en unos sitios los puntos están muy próximos, casi se tocan, y en otros se van espaciando. Esta representación constituye la llamada «nube electrónica», que informa sobre dónde es más posible hallar el electrón. Esta «nube electrónica» en unas regio nes es muy espesa y densa y en otras muy tenue; la zona más densa tiene formas distintas y repre senta la zona de preferencia máxima -en un nivel y subnivel- donde es más probable encon trar el electrón en torno al núcleo. En realidad el electrón puede estar en cualquier sitio excepto en el núcleo del átomo; pero hay unas regiones donde es muy probable encon trarlo y otras muy poco. Se llama orbital a la región del espacio en torno al núcleo donde es más probable encontrar el electrón, o sea, la densidad electrónica es máxima. El número cuántico secundario I puede tomar n valores empezando por 0, siendo su valor má ximo n-1; luego, estos valores son 0, 1 2 ,...n -1 , a los que se asignan las letras s, p, d, f , . . . res pectivamente, e indican la forma y el tamaño del orbital; así para n=1 el único valor de I es 0; para n=2, I toma los valores 0, 1, etc. Además, la / indica el número de orbitales correspondientes a cada subnivel, que es 2 • /+ 1; así para /= 0, hay un solo orbital que es s, cualquiera que sea la n (figs. 1, 2), pues 2 - 0 + 1 =1; para I = 1 hay tres orbitales, que son p, pues 2 • 1 + 1 = 3, etc. Los orbitales s tienen forma esférica y su radio aumen ta con el nivel energético principal; los orbitales p tienen forma parecida a ocho (figs. 3, 4); los cinco orbitales d tienen forma parecida a lazos (fig. 6). Todos los orbitales que no sean s se orientan según los tres ejes de coordenadas cartesianas con origen en el núcleo; así los p orientados según el eje de abscisas son px, los orientados según el eje de ordenadas son Py y los orientados según el eje de las z, son pz . En el primer nivel energético no hay orbitales p, en el segundo nivel cuántico no hay orbitales d, en el tercero no hay orbitales f. Los electrones se simbolizan por un número que es el número cuántico principal e indica el nivel donde hay el electrón, seguido de una letra que corresponde al número cuántico secundario e indica el subnivel y la forma del orbital. Así, un electrón simbolizado por Ts sig nifica que su número cuántico principal es 1, o sea está en el primer nivel energético; que su número cuántico secundario es 0 y que su orbi tal es esférico; un electrón simbolizado por 2s indica que su n=2 y que su / = 0; un electrón simbolizado por 2p significa que su n=2, que su / =1, y si es 2pz significa además que está orientado según el eje de las z ; un electrón sim bolizado por 3d significa que está en el tercer nivel de n=3, que su 1=2 y que su orbital es d. Por ser el electrón una partícula con carga eléc trica en movimiento, crea un campo magnético y por tanto se orienta en un campo magnético externo. Las diferentes orientaciones permitidas vienen indicadas por el tercer número cuánti co, el número cuántico magnético, m, que es un número entero: positivo, nulo o negativo. Los electrones poseen un movimiento rotacio nal o de giro sobre sí mismos o spin, indicado por un número cuántico, intrínseco del elec trón, el número cuántico de spin o rotacional, s, y toma los valores -1/2 y +1/2, según el sen tido de la rotación respecto a sí mismo. En cada orbital sólo caben dos electrones, aun que pueda haber uno. Los dos electrones de un mismo orbital han de tener su número cuántico de spin opuesto, es decir, han de girar en senti do contrario. Se representan por U (fig. 5); se dice que están apareados, son de spin antipara lelo o constituyen un doblete. Principio de exclusión de Pauli. Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales; al menos diferirán en uno, por esto el par de electrones de un orbital ha de ser de spin opuesto. ATLAS DE QUIM ICA 20 www.FreeLibros.me E l e c t r o n e s . a ¡ A O r b i t a l e s a t ó m i c o s F todo fundam enta l del he lio : los electrones 1s2a p a re a d o s ¡gas noble!. E lectrones d e sa p a re a d o s e le tiro n e s d e sa p a re a d C a p a 2 com p leta : la últim a del neón {gas nob le i. Fig. 5 — Electrones de la cap a 1 y la 2; en las capas, Orbital 2py Fig. 1 - Orbital 1s. Fig. 2 - Orbital 2s. Fig. 3 - Conjunto de tres orbitales 2p orientados según los tres ejes.de coor denadas, y con el origen común. Orbital 2pz Orbital 2px Fig. 4 - Cada uno de los orbitales 2p orientados según los tres ejes coordenados. ÁTOMOS 21 www.FreeLibros.me Elementos SISTEMA PERIÓDICO Ya desde los comienzos de la Química se inten tó clasificar los elementos según la analogía o diferencia de sus propiedades. La primera cla sificación que agrupa los elementos atendiendo principalmente a sus masas atómicas y a sus valencias se debe a D.l. Mendeléiev (1834- 1907). Actualmente, el centenar de elementos conoci dos están clasificados basándose en el sistema periódico de Bohr, atendiendo a la configura ción electrónica de sus átomos, cuyas propie dades son consecuencia de la misma, y en orden creciente de sus números atómicos, Z, que aumentan de unidad en unidad. Es decir, los átomos de cada elemento poseen un protón más en el núcleo y un electrón más en la envol tura que los átomos del elemento situados en la casilla anterior; las masas atómicas también van aumentando excepto en tres casos en que las masas atómicas del elemento son mayores que las del siguiente. En el sistema periódico los elementos se hallan distribuidos en filas o períodos y en columnas, o grupos o familias. Cada PERIODO representa en la envoltura de sus átomos una capa o nivel energético princi pal más que en los átomos del período anterior. En el primer nivel energético de número cuán tico principal n = 1, sólo caben 2 • 12 = 2 elec trones; en este período hay el hidrógeno de número atómico Z = 1 y el helio de Z = 2. Sigue el segundo período, cuyos átomos van llenando con electrones el segundo nivel ener gético principal de n = 2 y por tanto sólo caben en él 2 • 22 = 8 electrones; es un período corto con 8 elementos. Sigue luego el tercer período correspondiente al nivel energético n = 3 en el que caben 2 • 32 = 18 electrones; este tercer período también es corto, con 8 elementos, pues un nivel cuando es último no puede con tener más de 8 electrones. Sigue el cuarto pe ríodo correspondiente al nivel n = 4, que puede contener 2 • 42 = 32 electrones; aunque esel primer período largo, no se completa la capa n = 4 sino la n = 3 con 10 hasta 18 electrones, que son los que caben en ésta. Después hay el quinto período, el segundo largo; empieza a llenarse el nivel de n = 5 ; cabrían pues en él 2 • 52 = 50 electrones; pero hay también 18 ele mentos como en el anterior, pues así como una capa cuando es última no puede contener más de 8 electrones, cuando es penúltima no puede contener más de 18 electrones. Luego hay el sexto período, muy largo. En él empieza a ocu parse el nivel n = 6; cabrían por tanto 2 ■ 62 = 72 electrones. En este período se completa el nivel n = 4 con 14 electrones, van entrando hasta 10 electrones en le nivel n = 5, y en el nivel n = 6 queda con 8 electrones; por todo ello el sexto período queda con 32 elementos. El séptimo período se formaría de manera aná loga al anterior, y así ocurre con los átomos de los elementos conocidos hasta llegar al de Z = 109, el último que se ha detectado. Tamaños atómicos. — El tamaño de los átomos es difícil de determinar. Los electrones no están a distancias fijas del núcleo, sino que la región donde es probable hallar un electrón es muy amplia; además cada átomo está influenciado por los átomos vecinales, por lo cual su tama- ñoi varía según esté libre o no y según el carác ter de la vecindad. Con todo, es posible asignar a los átomos radios atómicos que indican su tamaño aproximado. En un mismo grupo el radio atómico aumenta hacia abajo. En un mismo período, los mayores radios atómicos son los de los elementos situa dos más hacia la izquierda, o sea los de los gru pos IA y IIA; los menores son los de los ele mentos centrales, llamados elementos de transición, y a partir del grupo MIA los tamaños atómicos tienden otra vez a disminuir. Energía, o potencial de ionización. — Al comu nicar energía cuantizada a un electrón, éste se excita, saltando a un nivel energético superior más alejado del núcleo. Si la energía comunica da es suficiente, el electrón es arrancado del átomo, salta al nivel infinito. A este proceso se le llama ionización, y a la energía cuantizada necesaria para arrancar al electrón, energía de ionización o potencial de ionización. El átomo neutro que ha perdido el electrón ha quedado cargado positivamente, es decir se ha ionizado, convirtiéndose en ion positivo o catión; ej.: Na —> Na+ + le - . El potencial de ionización se suele medir en electrón-volt/átomo; para arran car un electrón del átomo de sodio es 5,1 eV. Es posible arrancar más de un electrón de un átomo, pero cada vez la energía requerida es mayor, pues se ha de vencer la atracción debida a la carga positiva del catión anterior. En un mismo grupo, el potencial de ionización disminuye hacia abajo, y en un mismo período, hacia la izquierda. Es así, puesto que aumenta el radio atómico y la atracción de los electro nes por el núcleo positivo disminuye con el cuadrado de la distancia al mismo. También interviene el aumento de la carga positiva del núcleo (o número de protones), que atrae al \ electrón, y el aumento de la negativa (o núme ro de electrones), que lo repele. ATLAS DE QUÍM ICA 22 www.FreeLibros.me III A IVA VA VI A V H A V ll b I G as es I no bl es S í s f e m a p e r i ó d i c o b ELEMENTOS 23 www.FreeLibros.me E l e m e n t o s Afinidad electrónica. — Hay átomos que tien den a aceptar electrones. Cuando un átomo neutro acepta un electrón se ioniza, convirtién dose en ion negativo o anión. Ejemplos: Cl + 1 e” —» Cl~. La afinidad electrónica es la energía cuantizada desprendida por un átomo neutro al captar un electrón; se suele medir en electrón-volt/átomo. La del cloro es -3,61 eV. Hay átomos que aceptan electrones, pero no espontáneamente, por lo cual hay que comuni carles energía. Electronegatividad. — Representa el poder de atracción de electrones por un átomo. Los valo res de la electronegatividad se expresan mediante números abstractos que dependen del Pl y de la AE. Los valores más corrientes se expresan mediante la escala de Pauling, en la que se asigna al flúor, el elemento más electro negativo, el valor 4,0. Con referencia al valor 4,0 y a partir de él, se asignan valores de elec- tronegativldad a los átomos de los demás ele mentos, siendo la del oxígeno de 3,5. Prescin diendo del francio, poco conocido, el elemento más electropositivo es el cesio, cuya electrone gatividad es 0,7 respecto a la del flúor. Consideraciones generales. — En cada perío do, las propiedades de sus elementos y las de los compuestos que puedan originar varían sis temáticamente. En cada grupo, los elementos y sus compuestos poseen propiedades análogas, pues el número de electrones del último nivel de sus átomos es el mismo. En los grupos A y en el ESI y ESII, el número de electrones en el último nivel es igual al número de orden del grupo. En los elementos de los grupos Al y All entran electrones en los orbitales s; en los del grupo Allí hasta el AVI11 entran electrones en los orbitales p. Los elementos de transición, los de los grupos B, también presentan analogía y diferencia de propiedades según su situación; los electrones van ocupando los orbitales d de sus átomos. Los elementos de transición interna son bastante semejantes; en sus átomos lo elec trones van ocupando los orbitales f. Los elementos del grupo VINA con 8 electrones en su último nivel, excepto el primero con 2, poseen una configuración electrónica estable, por lo que son químicamente muy poco reac- cionables. Son los gases nobles, cuyos nombres y símbolos respectivos son: helio He, neón Ne, argón Ar, criptón Kr, xenón Xe y radón Rn; el Rn es radiactivo. Los elementos del grupo Al, con 1 electrón en el último nivel energético, son los alcalinos: litio Li, sodio Na, potasio K, rubidio Rb, cesio Cs y francio Fr. Pierden fácilmente este último electrón convirtiéndose en cationes, monova lentes positivos. Son metales típicos, muy acti- ) vos, por lo cual no se encuentran libres en la naturaleza. La composición y propiedades de sus compuestos son parecidas. Siempre forman compuestos iónicos, óxidos y sales; tienen las propiedades metálicas exaltadas. Los elementos del grupo HA, con 2 electrones \ en el último nivel energético, son los alcalino- térreos: berilio Be, magnesio Mg, calcio Ca, estroncio Sr, bario Ba y radio Ra; pierden fácil mente los dos últimos electrones, es decir son divalentes positivos. Son también metales típi cos y muy activos. El radio, elemento clásico radiactivo, en sus propiedades químicas es aná logo a los demás elementos del grupo; así el sulfato de radio, R aS04, es insoluble, al igual / que el sulfato de bario B aS04. Los elementos del grupo VIIA, con 7 electrones v en el último nivel, son los halógenos: flúor F, cloro Cl, bromo Br, iodo I y astato At. Tienden a \ aceptar un electrón convirtiéndose en aniones monovalentes negativos. Son no metales muy activos. Sus moléculas son diatómicas. Dentro de un mismo período, cuanto más a la izquierda está un elemento más acentuadas tiene las propiedades metálicas; hacia la derecha dis minuyen las propiedades metálicas y aumentan ! las no metálicas. Dentro de un mismo grupo, cuanto más arriba está un elemento, menos acen tuadas tiene sus propiedades metáticas o más las no metálicas; hacia abajo aumentan las propieda des metálicas o disminuyen las no metálicas. El flúor, situado más a la derecha en el segundo perí odo, y más arriba en el grupo VIIA, es el elemen to más no metálico que existe. El cesio, prescin diendo del francio, situado en la parte inferior izquierda, es el elemento más metálico. Entre estos dos extremos hay todas las gradaciones. Ejemplos: el sodio es más metálico queel litio y menos que el potasio de su mismo grupo, y más ) metálico que el magnesio de su mismo período; el doro es menos no metálico que el flúor y más que el bromo de su mismo grupo, y más que el azufre de su mismo período. Los metales se caracterizan por ser buenos con- } ductores del calor y la electricidad, poseer brillo metálico, ser electropositivos, es decir, que se les puede arrancar fácilmente electrones quedando convertidos en cationes. Son sólidos a temperatu ra ordinaria, excepto el mercurio, que es líquido. Los no metales se caracterizan por no ser bue nos conductores del calor ni de la electricidad, no poseer brillo metálico, ser electronegativos, es decir, con tendencia a ceder electrones, transformándose en aniones. A temperatura r ordinaria pueden ser sólidos, como el carbono, \ azufre, fósforo; líquidos, como el bromo (el único), o gases, como el oxígeno, el nitrógeno J y el cloro. ATLAS DE Q UÍM ICA 24 www.FreeLibros.me Ta m añ os re la tiv os de át om os y de su s io ne s (re co pi la ci ón , j.A . Ca m pb el l, 19 46 ). S i s t e m a p e r i ó d i c o B / 6 9 * ELEMENTOS 25 www.FreeLibros.me Enlace químico Hasta aquí se han considerado los átomos ) como entidades aisladas, pero en la Tierra los \ átomos se unen para formar agregados atómi- / eos. Los elementos o cuerpos simples están constituidos por átomos químicos de una misma clase. Los compuestos o combinaciones / químicas están formados por átomos de distin ta clase. La formación de agregados atómicos estables se debe a que los átomos atraen y se l unen. Esta atracción entre átomos es el enlace \ químico; la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos se denomina fuerza de j enlace; las fuerzas de enlace son siempre de ( origen eléctrico. Los átomos se unen porque el contenido ener gético de dos o más átomos en un agregado atómico estable es menor que la suma de los \ contenidos energéticos de cada átomo por separado y en la naturaleza se tiende a alean- ' zar las situaciones con el mínimo de energía . posible. La energía desprendida al formarse un agregado atómico estable es la energía de enla ce, que es igual a la energía que se ha de apor tar para romper un enlace liberando a los áto mos que estaban unidos. En la formación y rotura de enlaces intervienen todos los núcleos y todos los electrones de los átomos; pero a efectos prácticos y en una pri mera aproximación elemental sólo se conside ran los electrones del último nivel energético, ) denominados electrones de valencia, sin tener ( en cuenta ni los núcleos ni los electrones de las capas internas del átomo. En la formación de . un enlace siempre se produce un cambio en la distribución electrónica, respecto a los átomos aislados; los átomos, al unirse, adquieren una configuración electrónica más estable. Los / gases nobles ya poseen una configuración elec- \ trónica estable, por ello sus entidades son monoatómicas, aunque puedan unirse a otros elementos. ENLACE IÓNICO El enlace iónico se forma por transferencia de electrones de un átomo a otro; un átomo cede uno o más electrones y otro los acepta. El átomo que ha cedido sus electrones se ha trans formado en ion positivo o catión con tantas cargas positivas como electrones ha perdido; el átomo que ha aceptado electrones se ha trans- ) formado en ion negativo o anión, con tantas cargas negativas como electrones ha ganado. El número de electrones cedidos o aceptados es la valencia iónica o electrovalencia, positiva o ■ negativa respectivamente. El número de valen- / cia iónica positiva de los elementos de los gru pos Al y All es igual al número del grupo; así la del potasio es 1 + y la del calcio es 2+. El núme ro de electrovalencia de los elementos de los últimos grupos A es igual al número del grupo restándole 8; así la del cloro es 7-8 = 1-, la del oxígeno es 6-8 = 2-, Las entidades fundamentales de los compuestos iónicos son los iones, que en estado sólido for man una red cristalina tridimensional, en cuyos nudos hay los iones, alternándose positivos y negativos, atraídos por intensas fuerzas electros táticas. La energía reticular es la que mantiene los iones en el retículo cristalino, que es la ener gía liberada por los iones al constituir este re tículo cristalino. Los compuestos iónicos fundi dos o en disolución conducen la electricidad. En el cloruro potásico, K+CI- (no KCI), el átomo de potasio, de número atómico 19, cede 1 electrón de su último nivel, transformándose en catión potásico con 19 protones en el núcleo y 18 electrones en la envoltura. Este electrón lo acepta el átomo de doro de núme ro atómico 17, y se transforma en anión cloru ro con 17 protones y 18 electrones. Ambos iones quedan con una última capa de 8 elec trones, como el argón. En los cristales cúbicos de K+CI_ , cada ion K+ está rodeado por iones cloruros y cada ion Cl_ está rodeado por iones potásicos. Los átomos de transición no quedan como gas noble, lo cual explica sus diferentes números de valencia iónica. Así, el hierro puede perder 2 electrones pasando a ion ferroso Fe2+, o per der 3 pasando a ion férrico Fe3+, cuyas electro- valencias son 2+ y 3+. Algunos metales al ioni zarse quedan con 18 electrones en su última capa. Ejemplo: el óxido de plata (Ag+)20 2_; la plata se ioniza perdiendo 1 electrón y queda el ion argéntico Ag+, con 18 electrones en su últi mo nivel; el oxígeno acepta 2 electrones y queda como el neón; como la electrovalencia de la plata es 1 + y la del oxígeno 2-, se nece sitan 2 átomos de plata para que cada uno ceda 1 electrón al átomo de oxígeno. Hay átomos que al ionizarse quedan con la configuración electrónica del grupo All. Así el talio, de número atómico 81, pierde 1 electrón, y el ion T l+ queda con 2 electrones en su últi mo nivel, y su cloruro es T I+CI_ ; en cambio el talio trivalente T l3+ queda con 18 electrones en su último nivel; su cloruro es T l3+ (Cl- )3. El plomo divalente Pb2+ queda con 2 electrones en su último nivel; su cloruro es Pb2+ (CI- )2 y el sulfuro de plomo II es Pb2+S2_. ATLAS DE QUÍM ICA 26 www.FreeLibros.me E n l a c e a l e c t r o v a l e n t e p o i ó n i c o 19 protones 19 electrones 18 protones 18 electróna 17 protones 17 electróna ® Átomo de argón Átomo de cloroÁtomo de potasio 0 1 7 protones 18 electrones 19 protones 18 electrones Ion potásico Cloruro potásico Ion cloruro Sulfuro magnésico16 protones 16 electrone: 12 protones 12 electrones 12 protones 10 electrones 16 protones ' 18 electrones Ion magnésico Como el átomo de neón fon sulfuro Como el átomo de argónÁtomo de azufreÁtomo de magnesio 30 protones 28 electrones Sulfuro de cine16 protones i 6 electrones 30 protones 30 electrones' 18 electrones Ion sulfuro Estructura cristalina del Zn++ S'Atomo de azufreÁtomo de cinc Ion cinc 47 protones 47 electrones 47 protones 47 electrones 47 protones 46 electo- i nes m Z + 8 protones 8 electrones • * 2 Átomo de plata Átomo de oxígeno Átomo de plata 8 protones 10 electrón Ion oxígeno Fig. 1 - Símbolos y número atómico de los elementos de los dos períodos cortos con los Fig. 2 - Algunos enlaces iónicos, electrones de la última capa. ENLACE Q UIM ICO 27 www.FreeLibros.me E n l a c e q u í m i c o ENLACE COVALENTE El enlace covalente, que es el más abundante, consiste en la compartición de uno o más pares de electrones por dos átomos. Cada átomo cede parcialmente un electrón y acepta parcialmente otro, los comparte; una vez formado el enlace, los dos electrones son atraídos por los dos nú cleos y es indistinguible su procedencia. Unpar electrónico, compartido o no, constituye un doblete, enlazante o no enlazante respectiva mente. Si se comparte 1 par de electrones, la unión está formada por un enlace sencillo; si se comparten 2 pares o 2 dobletes, por un doble enlace; si se comparten 3 dobletes, por un triple enlace. La partícula unitaria o entidad funda mental de las sustancias cuyos átomos se unen por enlaces covalentes es la MOLÉCULA. Se denomina orbital molecular enlazante, OM, la zona en torno a los dos núcleos donde es más probable encontrar el par electrónico del enlace. El OM resulta de la interpenetración o solapa- miento de dos orbitales atómicos, OA; por ello el enlace es dirigido y localizado en torno a los átomos unidos. Si se interpenetran dos orbitales atómicos s, o uno s y otro p, o dos p orientados según la línea imaginaria que pasa por los dos núcleos, se forma un orbital molecular tipo o; si se solapan dos orbitales atómicos p, perpendi culares a la línea que pasaría por los núcleos, se forman OM tipo 7t. La redistribución de electro nes y el paso de OA a OM se debe a la tenden cia de los átomos a adquirir una configuración electrónica más estable. Nótese que en los OM, al igual que en los OA, ninguna representación corresponde a la realidad. El contenido energético de un orbital molecular enlazante es menor que la suma de contenidos energéticos de los átomos aislados. La unión covalente es muy fuerte. Las moléculas son ¡gua les en estado sólido, líquido o gaseoso, única mente se hallan ordenadas o desordenadas según su estado físico. Los compuestos covalentes son malos conductores del calor y de la electricidad. En la molécula de hidrógeno, H2 (fig. 2), en torno a cada núcleo de hidrógeno hay 2 elec trones, como en la envoltura del helio; de una manera más gráfica pero menos exacta, cada átomo cede y acepta parcialmente 1 electrón. El OM enlazante del H2 es el propiamente o, pues resulta del solapamiento de dos OA que son s. Los átomos de los halógenos con 7 electrones en su último nivel tienden a rodearse de 8 electrones u octete, ganando 1 electrón, por lo cual se unen dos átomos mediante un enlace sencillo consti tuido por un doblete. Su OM enlazante es tipo ct. Cada electrón proviene de cada átomo pero, una vez formado el enlace, pertenece por igual a los dos núcleos. Ej.: (fig. 3), la molécula de cloro. Los átomos de nitrógeno con 5 electrones de valencia, para rodearse de un octete forman moléculas diatómicas cuyos átomos se unen por un triple enlace. Cada átomo de nitrógeno posee tres pares electrónicos compartidos y uno sin compartir, o sea tres dobletes enlazan tes y uno no enlazante (fig. 4). El OM de uno de los tres dobletes enlazantes es tipo o y los otros dos son tipo 7i. En el dióxido de carbono, C 0 2 (fig. 6), el átomo de carbono está unido a cada uno de los de oxí geno por un doble enlace, y a cada átomo de oxígeno le queda un doblete sin compartir. En el cloruro de hidrógeno, HCI (fig. 8), el clo ruro y el hidrógeno están unidos por un enlace sencillo. En el agua, H20 (fig. 7), el oxígeno está unido a cada hidrógeno por un enlace sencillo. Los átomos que poseen orbitales d pueden rodearse de un octete, como el fósforo en el tri- cloruro de fósforo PCl3 y en el hexaóxido de tetrafósforo P40 6, y además pueden rodearse de un decete, como el P en el pentacloruro de fósforo PCI5, y también de un docete, como el P en el decaóxido de tetrasfósforo P4O l0. Ver lam. G/1 figs. 4 y 5 y lám H/2 fig. B. Polaridad de los enlaces. — Si los electrones del enlace están igualmente compartidos por los dos átomos, hay una distribución uniforme de carga eléctrica en la molécula y el enlace covalente es homopolar o apolar. Es el enlace covalente per fecto, como en las moléculas de H2, Cl2, N2, cuando sus dos átomos unidos son idénticos. Si los dos átomos unidos son diferentes, los elec trones del enlace están desigualmente comparti dos. Se establece un dipolo eléctrico más o menos intenso según las electronegatividades relativas de los átomo unidos, y el enlace cova lente es polar, y la molécula, si es asimétrica, es polar; pues en la vecindad de uno de los átomos hay un exceso, y en la del otro un defecto de densidad de carga electrónica; las moléculas polares se orientan en un campo eléctrico. Tén gase en cuenta que la molécula es eléctrica mente neutra. Así, en el monocloruro de iodo ICI (fig. 9), como el cloro es más electronegativo que el iodo, el doblete enlazante está más cerca del CI. La molécula de agua también es polar, pues el oxígeno atrae más a los electrones del enlace que el hidrógeno. Las moléculas poliatómicas simétricas son apo- lares, como el CCI4 (fig. 10), pues aunque los enlaces sean polares se compensan entre sí. Los potenciales de ionización, las afinidades electrónicas y las electronegatividades sirven para predecir si un enlace covalente será más o menos polar, o en último extremo si será iónico. ATLAS DE QUÍM ICA 28 www.FreeLibros.me E n l a c e p # q c o v a l e n f e ' Fig. 2 - Molécula de hidrógeno. Compartición de 2 electrones.Fig. 1 - Dos átomos de hidrógeno. i c i- a I Cl; Molécula de cloro. Fig. 4 - M olécula de nitrógeno. Fig. 6 - Molécula de dióxido de carbono. _____Fig. 5 - Molécula cíclica de azufre. Molécula de cloruro dePolaridad del H+O: Fig. 7 - Molécula de ÍFig. 9 - Molécula de monocloruro de Fig. 10 - Molécula de tetraclorurc !iodo. de carbono. Fig. 11 - Transición del enlace covalente al iónico. ENLACE Q UIM ICO 29 www.FreeLibros.me ENLACE COVALENTE DATIVO Consiste en la compartición de un par de elec trones pero aportados solamente por uno de los átomos. Se da en iones poliatómicos estables. Se explica con tres ejemplos: Ion oxonio [H3Oj+, llamado también hidronio. Al disolver cloruro de hidrógeno gas en agua, el cloro se queda con el par electrónico del enlace sencillo, y el núcleo del átomo de hidrógeno, pro tón, se une al oxígeno del agua mediante uno de sus dobletes sin compartir, que desde ahora per tenecerá al oxígeno y al hidrógeno. Cada uno de los H está rodeado por 2 electrones, como ei helio, pero los dos hidrógenos originarios del agua aportan 1 electrón de los 2 del enlace y este último no aporta ninguno, sino que los 2 provie nen del oxígeno. En cuanto a su origen, en el ion oxonio hay dos enlaces covalentes compartidos y uno dativo; una vez formado el enlace cada doblete es igualmente compartido por los dos áto mos unidos. El O continúa rodeado por una últi ma capa de 8 electrones pero, propiamente, sólo tiene 5 y como sus electrones de valencia son 6, queda con una carga positiva. Ion amonio [NH4]+. — Se forma por adición de 1 protón a la molécula de amoníaco, NH:í. En el ion amonio el N está unido a tres de los H por enlaces covalentes compartidos y con el cuarto H por un enlace covalente dativo, pues este doblete lo aporta el N. Una vez formado el |NH4|+, la fuerza de unión de N con cada H es exactamente la misma. El nitrógeno tiene su octete completo, pero propiamente sólo le per tenecen 4 electrones, y como sus electrones de valencia son 5, queda con una carga positiva. Ion tetrafluoborato [BF4]_. — En el trifluoruro de boro BF3, los enlaces entre el flúor y el boro son compartidos. Si se trata con fluoruro sódico Na+F_, el ion fluoruro se une al boro aportando el doblete del enlace. El boro queda rodeado por 8 electrones con 4 propios, y como tiene 3 de valencia, queda cargado negativamente. Estos iones se neutralizan con una última unión iónica. El catión oxonio y el amonio compen san su carga negativa con un anión, por ejem plo, el cloruro C l” . El anión tetrafluoborato compensa su carga negativa con un catión, por ejemplo, el sódico Na . Iones complejos. — Son agregados
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