actividad quimica
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Actividad:
1. Copie y lea cuidadosamente el capítulo 11 del texto y elabore un breve resumen en el cual destaque los diez aspectos que considere fundamentales.
Capítulo 11Química inorgánica
*Resumen
Capitulo 11
1. La nueva metalurgia
Uno de los grandes avances en la química fue el descubrimiento de la fotográfica y la técnica de hacer fuego con la invención de los cerillos, sin embargo el mayor auge de la químicas en el siglo XIX fue el desarrollo de los metales en su diversas formas.Para la producción de diferentes tipos de metales se introdujeron técnicas como el alto horno diseñado por Bessemer , está técnica consistía en obtener hierro con la cantidad exacta de carbono para formar acero pero de una forma más económica, con este descubrimiento se abrió paso a la Edad del Acero , terminándose la Edad del Hierro.Posteriormente se descubrieron nuevos metales que cuya adición al acero dieron buenos resultados fueron el cromo, el molibdeno, el vanadio, el tungsteno y el niobio para así crear diferentes aleaciones .Otro de los grandes descubrimientos de la metalurgia fue el Aluminio a través del método de Hall-Héroult que consistía en disolver el óxido de Aluminio una vez disuelto se llevaba a cabo una electrólisis se producía el Aluminio, este método hizó el costo del Aluminio más accesible.
2. Nitrógeno y Flúor El nitrógeno es uno de los elementos m[as abundantes se encuentra en la atmósfera Por otra parte el Flúor es un elemento no se encuentra en su forma natural ya que es el elemento m[as activo y de inmediato reacciona con la sustancia más cercana a él, sin embargo el químico Ferdinand Frédéric Henri Moissan logro asilar al Flúor, un gas amarillo pálido empleando un equipo de Platino a -50°C pasando una corriente eléctrica a través de una solución de fluoruro potásico en ácido fluorhídrico.
3. La frontera entre lo orgánico y lo inorgánico En el siglo XX comenzó a existir una brecha entre la química orgánica e inorgánica.El químico Frederick Stanley Kipping investigó a los compuestos orgánicos que tenían Silicio, logrando sintetizar varios de ellos y descubrió que ellos tenía átomos característicos de compuestos inorgánicos dando lugar a compuestos orgánico-inorgánicos e,pleados para la fabricación de lubricantes.Se investigó también acerca de los hidrocarburos y derivados, unos de los más importantes dentro de este grupo son los fluorocarburos del cual de deriva el freón que con una molécula que consistía en un átomo de carbono al que estaban unidos dos átomos de cloro y dos átomos de flúor, actualmente ase utiliza este compuesto en los refrigeradores domésticos.Otro de los hidruros ampliamente estufdiados son los del Boro a los que se les encontró un uso como aditivos del combustible de los cohetes
2. Exprese en no más de 10 renglones, su opinión en relación al tema.
Los temas tratados en el el Capítulo 11 me parecieron muy interesantes ya que cuando nos hablan de la química a lo largo del tiempo sólo se nos dice los descubrimientos e inventos relevantes como leyes, postulados etc. y nunca se cuenta la historia de los hallazgos que para nosotros en la actualidad nos parecen cosas simples pero que son esenciales en la vida moderna por ejemplo los cerillos, los cuales son utilizados día con día y nunca nos imaginamos que detrás de ellos hay una gran trabajo y dedicación de los científicos que llevaron a la invención de estos.
1) ¿Cuáles son los usos actuales y la importancia industrial y económica de éstas sustancias?
Hidrógeno: La utilización del hidrógeno está aumentando con rapidez en las operaciones de refinación del petróleo, como el rompimiento por hidrógeno (hydrocracking), y en el tratamiento con hidrógeno para eliminar azufre. Se consumen grandes cantidades de hidrógeno en la hidrogenación catalítica de aceites vegetales líquidos insaturados para obtener grasas sólidas. La hidrogenación se utiliza en la manufactura de productos químicos orgánicos. Grandes cantidades de hidrógeno se emplean como combustible de cohetes, en combinación con oxígeno o flúor, y como un propulsor de cohetes impulsados por energía nuclear.
Etanol: El etanol tiene muchos usos en la industria, pero los principales usos y los mas conocidos actualmente son los del etanol como combustible de los vehiculos automotores y como ingrediente para las bebidas alcoholicas. Tambien en el sector farmaceutico como excipiente de algunos medicamentos y cosmeticos (es el caso del alcohol antiséptico 70º GL y en la elaboración de ambientadores y perfumes). Además, es un buen disolvente, y puede utilizarse como anticongelante. También es un desinfectante. Su mayor potencial bactericida se obtiene a una concentración de aproximadamente el 70 %. La industria química lo utiliza como compuesto de partida en la síntesis de diversos productos, como el acetato de etilo (un disolvente para pegamentos, pinturas, etc.), el éter dietílico, etc. También se aprovechan sus propiedades desinfectantes. Se emplea como combustible industrial y doméstico. Este además contiene compuestos como la pirovitos exclusivamente a alcohol. Esta última aplicación se extiende también cada vez más en otros países para cumplir con el protocolo de Kyoto. Estudios del Departamento de Energía de Estados Unidos dicen que el uso en automóviles reduce la producción de gases de invernadero en un 85 %
2) ¿Qué tecnología se desarrolla a partir de la demanda actual de estas sustancias como combustibles?
El procesamiento de materia biológica, Hoy en día se utilizan varios tipos de materias primas para la producción a gran escala de origen biológico, tales como las sustancias con alto contenido de sacarosa(dulces-caña de azúcar), almidón(maíz) y celulosa(madera-cítricos).
3) ¿Por qué es importante este tema para la función profesional de un ingeniero químico?
Es importante porque tomando en cuenta estos conocimientos se pueden proponer y aplicar mejoras a los procesos químicos industriales, para poder tener un mejor aprovechamiento de los recursos con los que se cuentan.
1. Explique la hipótesis de Louis D’ Broglie y el significado concreto de la expresión matemática de dicha hipótesis.
Un haz de partículas y una onda son esencialmente el mismo fenómeno; simplemente, dependiendo del experimento que realicemos, observaremos un haz de partículas u observaremos una onda. Así, el electrón posee una longitud de onda.
En 1927, se consiguió que haces de electrones experimentasen un fenómeno muy característico de las ondas: la distorsión de la onda al atravesar una rendija muy estrecha.
2. Explique brevemente el principio de incertidumbre de HeisenbergW. Heisenberg diseño el principio según el cual es imposible medir simultáneamente, y con precisión absoluta, el valor de la posición y la cantidad de movimiento de una partícula.
3. Explique el principio de exclusión de Pauli y la ley máxima de multiplicidad de HundPrincipio de exclusión: Establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual) en el mismo sistema cuántico ligado. Formulado inicialmente como principio, posteriormente se comprobó que era derivable de supuestos más generales: de hecho, es una consecuencia del teorema de la estadística del spin.
Ley Máxima de multiplicidad: método empírico utilizado para el llenado de orbitales que posea igual energía. La regla se basa en el llenado de orbitales atómicos que tengan igual energía, así podemos decir que existen tres orbitales tipo p, cinco orbitales atómicos tipo d, y siete tipo f. En ellos se van colocando los electrones con spines paralelos en la medida de lo posible.
4. Describa brevemente el modelo atómico de la “mecánica ondulatoria” propuesto por Schrödinger en 1927?
Schrödinger plantea un modelo matemático de probabilidad, una situación en la cual se sabe que un electrón se mueve en un espacio tridimensional del cual se conoce la probabilidad de ubicar a dicho electrón pero no se sabe con certeza su posición real.
Cambio de la noción de orbita a la noción de orbital atómico
5. ¿Cómo se define un orbital atómico?
Se puede decir que es una zona del espacio donde hay una gran probabilidad, casi mayor del 90%, de encontrar al electrón, lo que supone poder considerar al electrón o electrones, como una nube indefinida cargada que gira en torno al núcleo, donde hay mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de encontrar al electrón, es mayor.
6. ¿Cómo se interpretan los cuatro números cuánticos de la mecánica ondulatoria?
El número cuántico principal n Este número cuántico está relacionado tanto con la energía como
con la distancia media entre el núcleo y el electrón, medida en niveles energéticos, aunque la
distancia media en unidades de longitud también crece monótonamente con n.
El número cuántico secundario o azimutal (l = 0,1,2,3,4,5,...,n-1), indica la forma de los orbitales
y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón
El número cuántico magnético (m, ml), Indica la orientación espacial del subnivel de energía, "(m
= -l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l+1 valor
El número cuántico de espín (s, ms), Describe el giro del electrón en torno a su propio eje, en un
movimiento de rotación. Este giro puede hacerlo sólo en dos direcciones, opuestas entre sí. Por
ello, los valores que puede tomar el número cuántico de spin son -1/2 y +1/2. Dicho de otra
manera, cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido
que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo
número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.
7. ¿Qué es una configuración electrónica?Se conoce como configuración electrónica de un átomo, a la distribución de los electrones de un átomo en orbitales. Cuando la configuración electrónica es la de menor energía, se conoce como configuración electrónica fundamental.
La configuración electrónica fundamental se consigue, en práctica, a partir de tres reglas o principios:
regla de la construcción Principio de exclusión de Pauli Regla de la máxima multiplicidad de Hund
8. De acuerdo con el principio de construcción de aufbau. Para calcio el aluminio y el argón.
a) Escriba sus respetivas configuraciones y diagramas electrónicos Calcio=20 1s22s22p63s23p64s2
b) Escriba a configuración electrónica simplificada (kernel)
Calcio: [Ar] 4s2 Aluminio: [Ne] 3s23p1
Argon: [Ne] 3s23p6
c) Determine el valor de los cuatro números cuánticos de los siguientes electrones:para el calcio el 5, para el aluminio el 10 y para el argón el 17.
Calcio electron 5
n: 2l:1m: 0
Aluminio electron 10
n: 2l:1m: 0
Argon electron 17
n: 3l:2m: 0,1
s: + 1/2 s:-1/2 s:-1/2
9. Escriba la configuración electrónica simplificada (kernel) de cada uno de los elementos de los grupos I-A, VII-A y VIII-A
Familia 1A
H=1s1
Li= [He] 2s1
Na= [Ne] 3s1
K=[Ar] 4s1
Rb= [Kr] 5s1
Cs=[Xe] 6s1
Fr=[Rn] 7s1
Familia VIIA
F=[He] 2s22p5
Cl=[Ne] 3s23p5
Br= [Ar] 4s23d104p5
I=[Kr] 4d105s25p5
At=[Xe] 4f145d106s26p5
Familia VIIIA
He=1s2
Ne=[He] 2s22p6
Ar=[Ne] 3s23p6
Kr= [Ar] 3d104s24p6
Xe=[Kr] 4d105s25p6
Rn=[Xe] 4f145d106s26p6
10. ¿Qué indica cada termino en la siguiente representación: 3p5
3p5
11. Escriba el diagrama electrónico del hidrogeno, del carbono , del azufre y del nitrógeno Hidrogeno =1 Carbono=6
¿Qué distribución espacial tienen los electrones enlazados covalentemente, tanto en una molécula formada por dos átomos como en una formada por dos átomos diferentes?Los electrones enlazados covalentemente de dos átomos iguales su distribución será homogénea y la distribución de los la distribución de los enlaces de dos átomos diferentes será heterogénea
¿A qué se le llama orden de enlace?
Es el número de enlaces existentes entre dos átomos.
Los parámetros de la estructura molecular son. Energía de enlace, longitud de enlace, ángulo de enlace.
a) Defina cada uno de ellos.ENERGIA DE ENLACE. Es la energía necesaria para romper un mol de dichos enlacesLONGITUD DE ENLACE. La longitud de enlace es la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos que están enlazados de manera covalente, compartiendo uno o más pares de electrones.
Periodo
# Máximo de electrones en orbital
Tipo de orbital
ANGULO DE ENLACE. La longitud de enlace es la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos que están enlazados de manera covalente, compartiendo uno o más pares de electrones.
Identifique algunas regularidades periódicas Radio atómico (caracteriza el tamaño de los átomos): Disminuye hacia la derecha y aumenta hacia abajo.
Energía de ionización (energía necesaria para separar completamente un electrón de un átomo): Aumenta hacia la derecha y disminuye hacia abajo.
Afinidad electrónica (variación de energía cuando se incorpora un electrón a un átomo): Aumenta hacia la derecha y disminuye hacia abajo.
Electronegatividad (tendencia de los átomos a atraer los electrones de un enlace): Aumenta hacia la derecha y disminuye hacia abajo.
b) Explique la importancia que tiene para una teoría de enlace.Las propiedades periódicas ayudan a identificar qué tipo de enlaces se puede formar entre los átomos por ejemplo:El enlace covalente, entre dos átomos de parecida electronegatividad, se forma compartiendo electrones.Cuando la diferencia de la electronegatividad de los átomos es muy elevada, se produce una transferencia del electrón y se forman iones
¿Qué es una fórmula estereoquímica?
Estructura tridimensional que permite representar sobre una superficie de dos planos una estructura de dos dimensiones de una molécula.
¿En que se fundamenta el modelo de enlace denominado de repulsión de pares de electrones en la capa de valencia (REPECVA)?
Es útil únicamente para la predicción de la geometría de moléculas covalentes sencillas, formadas por un átomo central enlazado a algunos átomos periféricos.
Mediante fórmulas estereoquímicas represente la forma de una molécula lineal, plana trigonal, tetraédrica, bipiramidal trigonal y octaédrica.
Explique de acuerdo al modelo “REPECVA” la causa por la cual, la molécula de agua tiene un ángulo de 104.5 °.
Debido a que los pares no enlazantes causan mayores repulsiones a los pares vecinos que los pares enlazantes motivo por el cual el agua presenta ligeras variaciones en el ángulo de enlace
¿A que se le denomina número de coordinación total?
Es el número total de pares de electrones
¿Cuál es la diferencia entre una molécula polar y una molécula no polar?
Molécula polar: es aquella en la que la distribución de carga es heterogénea
Molécula no polar: es aquella en la que la distribución de carga es homogénea
¿Cuál es el fundamento del modelo enlace valencia?
Explica como dos átomos se enlazan entre sí, buscando así presentar una interpretación satisfactoria para los enlaces, En esta teoría lo que está incluido es la combinación de dos orbitales atómicos de dos átomos distintos.
¿Qué es un orbital hibrido?
Es aquel que perteneciendo a un nivel de energía, estos tienen la capacidad de mezclarse con uno de sus electrones en el que es fácil de describir una órbita
Escribe brevemente la formación de los orbitales sp3, sp2, sp
Sp3: 4orbitales híbridos (tetraédrica)
Sp2 : 3 orbitales híbridos (plana trigonal)
Sp: 2 orbitales híbridos (lineal)
Elabore un esquema que representa la molécula de nitrógeno (N2) por hibridación de orbitales.
¿Qué es una sustancia paramagnética y una sustancia diamagnética?
Las sustancias para magnéticas: son polares ya que tienen sus electrones desapareados y por lo tanto su distribución es heterogénea
Las sustancias diamagnéticas son no polares ya que tienen sus electrones apareados por lo que su distribución es homogénea.
¿Qué es un orbital molecular?
Es una función matemática que define el comportamiento ondulatorio de los electrones dentro de las moléculas, se utilizan para hallar propiedades fisicoquímicas.
¿Qué es un orbital molecular sigma y un orbital pi?
Enlace Sigma: es un tipo de enlace covalente, que se forma por hibridación de orbitales atómicos. El enlace sigma puede formarse como producto de la hibridación de dos orbitales s, un orbital s y uno p, o dos orbitales p que se hibridan lateralmente.
Enlace pi (π) es un enlace covalente formado por la hibridación de dos orbitales atómicos p. Los orbitales d también pueden participar en este tipo de enlace.
1. ¿Qué es la electronegatividad y como se obtienen sus valores?
Es la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores,
basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria,
denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el
elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una
electronegatividad de 0,7. El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma
electronegatividad es apolar. Cuanto mayor sean las diferencias de electronegatividad entre dos
átomos tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del
átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar. Cuando la diferencia de
electronegatividades es suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones,
dando lugar a la formación de especies iónicas.
2. Explique las principales interacciones de carga eléctrica que presenta un electrón.
Las interacciones entre cargas eléctricas pueden ser atractivas o repulsivas: Cargas del mismo
signo se repelen y cargas de signo contrario se atraen. La carga eléctrica neta de un cuerpo es la
suma algebraica de sus cargas positivas y negativas; un cuerpo que tiene cantidades iguales de
electricidad positiva y negativa (carga neta cero) se dice que es eléctricamente neutro.
3. Explique a que se refiere el efecto pantalla de los electrones y la carga nuclear efectiva.
Es la carga positiva neta experimentada por un electrón en un átomo polielectrónico. El término
"efectiva" se usa porque el efecto pantalla de los electrones más cercanos al núcleo evita que los
electrones en orbitales superiores experimenten la carga nuclear completa.
El efecto pantalla es una barrera de electrones de un mismo nivel, los cuales ejercen fuerzas de
repulsión sobre electrones de mayor nivel, disminuyendo así la probabilidad de encontrar estos
electrones en niveles inferiores.
4. Defina las siguientes propiedades atómicas y explique la variación periódica de las
mismas:
a) Radio atómico: Representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la
más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo.
Dependiendo del tipo de elemento existen diferentes técnicas para su determinación como
la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X.
Variación periódica del Radio atómico.
• Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más externos
ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son
cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que la carga efectiva
aumente muy lentamente de un período a otro).
• Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el mismo
nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel. El aumento de la
carga del núcleo atrae con más fuerza los electrones y el átomo es más compacto).
• En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya que los
electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios atómicos inferiores
a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA.
b) Volumen atómico Es el volumen que ocupa un mol de átomo del elemento considerado.
Se obtiene según la ecuación: Vol atom = masa atómica / densidad.
El volumen atómico aumenta hacia los extremos de un período y a medida que se baja en
un grupo.
c) Potencial de ionización (energía de ionización) es la energía necesaria para separar
un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado de gas.
Variación periódica:
• Dentro de una familia, el aumento del número de electrones tiende a reducir el potencial
de ionización debido a los efectos combinados del tamaño y de efecto pantalla. Al
descender en un grupo, se obtienen átomos más voluminosos en los que los electrones
están menos retenidos, por lo que el potencial de ionización decrecerá.
• En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En principio, la tendencia
que cabría esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y no aumentar apenas el
radio atómico, la energía de ionización sea cada vez mayor.
d) Afinidad electrónica
Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en
estado fundamental, capta un electrón para dar un ion negativo gaseoso en estado
fundamental.
Variación periódica
La variación de afinidad electrónica dentro del sistema periódico es similar a la variación del
potencial de ionización, aunque es mucho menos periódica. A partir de estas dos propiedades
se puede analizar hasta que punto un átomo neutro está satisfecho con su número de
electrones. A mayor potencial de ionización y electroafinidad, mayor es la apetencia electrónica
(electronegatividad) de la especie.
5. ¿Cómo varía la electronegatividad en la tabla periódica tanto por familias como por
periodos?
Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha a
lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.
• Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares.
En general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los
elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior
derecha.
6. ¿Qué es el enlace químico?
Es la fuerza de tipo eléctrica que mantiene unidos a los átomos para formar moléculas o
formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace
intermolecular) para formar los estados condensados de la materia (sólido y líquido), dicha
fuerza es de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética).
7. ¿Por qué se forma un enlace químico?
Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir una fuerza de
atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros
átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se
dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la
atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo. Y se unen para así
conseguir una estabilidad.
8. Explique las fuerzas electrostáticas que intervienen en el enlace químico.
También conocidas como fuerzas intramoleculares y mantienen unidos a los átomos o a
los iones que forman las sustancias químicas (elementos y compuestos) de manera
estable, de tal manera de formar un enlace químico.
9. Identifique por lo menos tres hechos que debe explicar satisfactoriamente una teoría sobre
el enlace químico.
Porque algunos átomos se unen entre sí y otros no
Los distintos grados de estabilidad de los compuestos químicos
Precisar lo que representa la línea (los electrones) que sse dibujan para indicar que
dos o más átomos se unen entre sí.
TALLER
TEMA: Teoría del orbital molecular
Instrucciones: resuelva los siguientes ejercicios
1. Elabore el diagrama electrónico para las siguientes moléculas.a) H2
b) B2
C2
c)F2
2. Tanto para molecula de O2 y N2
a) Elabore el diagrama electrónicob) Identifique los enlaces signa y pi
O2
N2
3. Justifique de acuerdo al modelo del orbital molecular la razón por la cual es imposible que se formen las moléculas de Be2 y Ne2
a) Molécula de Be 2
b) Molécula de Ne2
Ne2: KK 1σg2 1σu*2 2σg2 1πu4 1πg*4 2σu*2 o.e. = 0
Las moléculas cuyo O.E. sea 0 no pueden formarse.
4. Construya el diagrama electrónico para las siguientes moléculasa) CN
CO
b) NO
5. Del total de moléculas fomadas en los ejercicios previos indique cuales son magneticas y paramagneticas
PRIMER BLOQUE.
Diamagneticas Paramagneticas
H2 B2
N2 O2
C2 NO
F2 -----
CN -----
CO -----
1) Explique brevemente los tres momentos históricos que, en el desarrollo de la física-
matemática marcaron el desarrollo de lo que se conoce cómo teoría atómica.
- En 1897, Joseph John Thomson descubrió la existencia de los electrones y las cargas eléctricas
que estos poseían (positivas o negativas), hizo este descubrimiento cuando experimentaba los
rayos catódicos.
- En 1900 , hipótesis cuántica de Planck formuló que la energía se radia en unidades pequeñas
separadas llamadas cuantos, es decir, desarrolla las bases de la teoría cuántica moderna al
encontrar que la luz es emitida o absorbida por el átomo en cantidades discretas (cuantos).
- En 1925(modelo de la mecánica ondulatoria). Schrödinger definía al principio los electrones como
ondas de materia (dualidad onda-partícula), describiendo de este modo la ecuación ondulatoria que
explicaba el desarrollo en el tiempo y el espacio de la onda material en cuestión. El electrón con su
carácter ondulatorio venía definido por una función de ondas (Ψ), usando una ecuación diferencial
de segundo grado, donde aparecían derivadas segundas de Ψ. Aparece un concepto pare definir la
región del espacio en la cual cabría mayor posibilidad de hallar al electrón: el orbital.
2) ¿Qué son los Rayos catódicos?
- Son tubos parcialmente evacuados (tubos a los que se les había extraído por bombeo casi todo
el aire) los cuales producen un alto voltaje que produce radiación dentro del tubo. Esta radiación
recibió el nombre de rayos catódicos porque se originaba en el electrodo negativo, o cátodo.
3) Describa el experimento con tubos de descarga de Thompson y explique brevemente a
que se refiere el cociente carga/masa del electrón (e/m).
Thompson colocó dos placas de metal en el interior del tubo, le dio a una placa una carga eléctrica
positiva, y a otra placa una carga eléctrica negativa, observó que cuando disparaba el rayo
catódico más allá de las placas, el rayo era atraído por la placa con carga positiva.
El cociente carga/masa del electrón se refiere a una magnitud física de las partículas cargadas. J.J.Thomson lo calculó esta relación empleando un tubo de rayos catódicos Midiendo de forma
cuidadosa y cuantitativa los efectos de los campos magnéticos y eléctricos sobre el movimiento de
los rayos catódicos, Thomson determinó que la relación es de 1.76 x 108 culombios por gramo (el
culombio, C, es la unidad SI de carga eléctrica).
4) el valor experimental de:
a) La carga del electrón= -1.6022x10-19C
b) La masa del electrón= 9.10x1028 g.
c) La velocidad de la luz= 3.0x108 m/s
5) ¿Qué es la radiactividad?
Es una propiedad atómica, no puede provenir más que del átomo propiamente dicho,
independiente de cualquier sustancia añadida p de una reacción química.
La radiactividad es la sima de una cantidad enorme de frecuencias.
6) ¿Qué son las partículas alfa?
Son núcleos de helio, se desvían del electrodo negativo.
7) Describa el experimento de dispersión de partículas alfa de Marsden y Geiger y explique la
forma en que Rutherford interpreta este resultado.
Hans Geiger y Ernest Marsden llevaron a cabo experimentos para estudiar la dispersión de
partículas alfa por delgadas láminas metálicas. , bombardearon las láminas con partículas alfa de
alta energía y observaron el número de partículas alfa dispersadas en función del ángulo. Basado
en el modelo Thomson del átomo, todas las partículas alfa, deberían encontrarse desviadas del
haz dentro de una pequeña fracción de un grado, pero Geiger y Marsden encontraron unas pocas
partículas alfa dispersadas en ángulos de más de 140 grados. Observaron que las partículas alfa
de la desintegración radioactiva, de vez en cuando se dispersaban a ángulos mayores de 90°, lo
cual es físicamente imposible, a menos que estuvieran dispersando algo más masivo que ellas
mismas.
Ello llevó a Rutherford a deducir que la carga positiva de un átomo, está concentrada en un
pequeño núcleo compacto.
Capítulo 12 “Orbitales moleculares”
Cualquiera que sea el modelo o la representación del enlace, el fenómeno físico al que se debe la
estabilidad molecular es la disminución de la energía potencial coulómbica que ocurre cuando los
electrones de valencia se pueden mover bajo la atracción de dos o más núcleos. Las funciones de
onda que describen cómo se distribuyen los electrones en las moléculas se llaman orbitales
moleculares. Se pueden usar para calcular la geometría, los niveles de energía y las otras
propiedades de las moléculas. Es posible explicar algunas propiedades cualitativas importantes de
las moléculas, en base de las características cualitativas de los orbitales moleculares.
Orbitales de las moléculas diatómicas homonucleares
Resolviendo la ecuación de Schrödinger para el caso del movimiento de un electrón en el campo
de dos protones fijos, se pueden obtener descripciones exactas, de los orbitales moleculares de
H2+. Es posible lograr una descripción matemáticamente mucho más sencilla, considerando a
Orbitales Moleculares formados por la Combinación Lineal de los Orbitales Atómicos, para hallar la
función de onda de orbital molecular, combinamos linealmente (se suma o se resta) la función de
onda del orbital atómico de un átomo con la función de onda del orbital atómico del otro átomo.
La integridad de sobre posición es la medida de cuán cercanamente coinciden las dos funciones
ondulatorias atómicas.
Cuando se suman las dos funciones 1s, entre ambas se refuerzan en todo lugar, y más
notablemente en la región comprendida entre los dos núcleos. Este aumento de la densidad
electrónica entre los núcleos contribuye a disminuir la energía potencial coulómbica. Como
resultado, este orbital tiene característica enlazante, la cual se denota por σ1s. Cuando un orbital
atómico se resta del otro, entre ambos se anulan exactamente en un plano a la mitad de la
distancia entre los núcleos y, por tanto, producen un plano nodal. La función ondulatoria molecular
es de signo opuesto a cada lado de este plano nodal. Cuando se eleva al cuadrado la función de
onda, la densidad de probabilidad resultante es positiva excepto en el plano nodal, es cero.
La combinación lineal de dos orbitales atómicos producirá dos orbitales moleculares, uno de
energía más alta y uno de energía más alta y uno de energía más baja que la de los orbitales
atómicos. Si el orbital molecular tiene un nodo entre los núcleos, el orbital tenderá a ser
antienlazante. Si existe un aumento de la densidad electrónica entre los núcleo, el orbital molecular
tenderá a ser enlazante.
Li2, N2, O2, los orbitales 1s de estos átomos se mantienen bastante cerca de los núcleos, y que
estos electrones de la capa interna son no enlazantes.
La suma del orbital px, del núcleo a con el orbital pz del núcleo b, de un modo tal que los lóbulos
positivo y negativo de un orbital se sobrepongan con los lóbulos positivo y negativo,
respectivamente, de otro orbital, produce un orbital enlazante π2px.
En tanto el orbital π tenga un nodal (yz) que contenga a los núcleos, habrá un aumento de la
densidad electrónica entre los núcleos, y el orbital será enlazante.
La resta de una de las funciones 2px de la otra, produce una aproximación a un orbital
antienlazante π*.
Se puede establecer un orbital enlazante π2py y un orbital antienlazante π*2py
perpendicularmente orientados a los orbitales π2px y π*2px. El total de los cuatro orbitales
atómicos p perpendiculares al eje internuclear genera un total de cuatro orbitales moleculares π, de
los cuales dos son enlazantes y dos son antienlazante.
Determinar el orden de energía creciente de los orbitales moleculares hay tres reglas generales: 1)
La energía de los orbitales moleculares está fuertemente influenciada por la energía de los
orbitales atómicos con los que están relacionados. 2) Si dos orbitales atómicos están confinados en
su mayor parte a regiones cercanas a sus respectivos núcleos atómicos y, no se sobreponen
extensamente, los orbitales moleculares que se forman a partir de ellos no serán ni fuertemente
enlazantes ni fuertemente antienlazantes. 3) Si los orbitales atómicos se sobreponen
extensamente, el orbital enlazante tendrá una energía bastante menor que la de los orbitales
atómicos y su compañero antienlazante tendrá correspondientemente una energía más alta.
Los orbitales de valencia de más baja energía, generados a partir de los orbitales atómicos 2s, son
el par enlazante-antienlazante σ y σ*. Los niveles de energía de estos orbitales son los más bajos
debido principalmente a que, en los átomos libres, la energía de los orbitales atómicos 2s a partir
de los cuales ellos se forman es mucho menor que la de los orbitales 2p. Los orbitales 2s,
particularmente en el flúor, son de energía tan baja que no se sobreponen ni interaccionan
extensamente. Como resultado, el orbital σ2s del oxígeno y del flúor no es fuertemente enlazante,
ni es muy fuertemente antienlazante el orbital σ*2s.
El Li2 tiene un total de seis electrones. Cuatro de éstos son los electrones 1s, dos de cada átomo.
La energía de estos electrones internos es muy baja y, dado que están confinados mayormente a
regiones cercanas al núcleo, no contribuyen al enlace químico.
La molécula N2, que corresponde a un enlace triple, consiste en dos enlaces π y un enlace σ.
El enlace doble es sin embargo al raro, pues parece que consiste en un enlace triple opuesto a dos
medios antienlaces. La descripción orbital-molecular de O2 suministra una explicación sencilla de
las propiedades paramagnéticas de la molécula, ya que los dos electrones que ocupan los dos
orbitales antienlazantes separados, tienen espines paralelos.
La molécula de flúor, F2, tiene una energía de disociación de solamente 35 kcal/mol. Una posible
explicación de la pequeña energía de enlace es que los cuatro electrones de los orbitales
antienlazantes π* ejercen un efecto antienlazante mayor que el efecto enlazante que tienen los
cuatro electrones de los orbitales enlazantes π.
Moléculas diatómicas heteronuclares.
Los orbitales moleculares de las moléculas diatómicas homonucleares, se combinaron uno con otro
los orbitales atómicos de igual tipo de cada átomo.
Los orbitales moleculares de las moléculas heteronuclares no poseen carácter simétrico.
La molécula de CO, que posee diez electrones de valencia, tal como en el caso de N2. La
diferencia cualitativa consiste en que, debido a la mayor carga del átomo de oxígeno, los orbitales
moleculares enlazantes tienen mayor densidad electrónica cerca del átomo de oxígeno. En los
orbitales antienlazantes ocurre lo opuesto.
Como el nitrógeno posee mayor carga nuclear, el orbital de más baja energía, u orbital enlazante σ
formado por esta combinación, estará principalmente concentrado cerca del átomo de nitrógeno, ya
que ésta es la región de baja energía potencial.
El correspondiente orbital antienlazante debe tener un nodo entre núcleo y debe ser de más alta
energía. Como la carga nuclear del boro es más pequeña, la región alrededor de su núcleo es de
energía potencial más alta que la región alrededor del núcleo de nitrógeno.
La formación de otros pares de orbitales moleculares enlazante-antienlazante para el caso de
moléculas diatómicas cuyos núcleos tienen número atómico no muy diferente. Los orbitales
enlazantes están más concentrados alrededor del núcleo atómico más alto, y los orbitales
antienlazantes tienen mayor densidad cerca del núcleo de carga más baja.
Cuando la diferencia entre los números atómicos de los átomos combinantes es grande, los
orbitales moleculares se forman no por la combinación de los orbitales atómicos de notación similar
(tal como 2s con 2s, etc.) sino por la combinación de los orbitales de energía similar. La molécula
de HF constituye un buen ejemplo.
La molécula gaseosa de LiF constituye un ejemplo de compartición extremadamente desigual de
los electrones de un orbital molecular. Los coeficientes de los orbitales atómicos contribuyentes, se
puede usar el concepto orbital-molecular para representar al enlace covalente puro de la moléculas
diatómicas homonucleares, así como también al enlace iónico de los halogenuros alcalinos.
Moléculas triatómicas.
La más sencilla de las moléculas triatómicas, H3. Como hay tres orbitales atómicos, esperamos
que se puedan establecer tres orbitales moleculares. El orbital molecular de más baja energía que
consiste en una combinación lineal de tres orbitales 1s, todos con el mismo signo. Como es
cilíndricamente simétrico sin nodos entre los núcleos, es un orbital enlazante σ; aunque cubre y
enlaza a tres núcleos, acepta solamente a dos electrones con espines apareados.
El orbital de energía inmediatamente superior tiene un nodo en el átomo de hidrógeno central.
Como resultado, el orbital no produce enlazamiento entre los átomos terminal y central, es
débilmente antienlazante entre los átomos de los extremos.
La mayor diferencia es que en H3 la energía potencial del electrón no es constante a lo largo del eje
internuclear, sino que se hace pronunciadamente más negativa cerca de cada núcleo. Esta es la
razón de los picos agudos de las funciones de onda del H3, que no aparecen en las funciones de la
partícula en una caja. H3 es una molécula transitoria, imposible de ser aislada en cantidad. La
geometría más establece del H3 es más bien lineal que curvada, ya que el último electrón está en
un orbital que es antienlazante entre los dos átomos de los extremos. Cualquier flexión de la
molécula acercará a los átomos terminales y a esto se opone el electrón antienlazante. Para
describir H3, es una técnica constituye una extensión necesaria según la cual se considera que las
moléculas están enlazadas por pares de electrones localizados entre pares de núcleos. El método
del orbital molecular deslocalizados constituye la técnica más útil y natural de describir
matemáticamente los enlaces multicentrados, aunque la idea del par electrónico localizado con
estructuras de resonancia es con frecuencia más conveniente para generalizar una representación
cualitativa del enlazamiento molecular.
Hidruros triatómicos: Al comprar H3 con H3+, puede afectar considerablemente la geometría de la
molécula.
Para H-C-H lineal podemos construir un par de orbitales moleculares sigma, enlazante-
antienlazantes, a partir de los orbitales 2s del carbono y de los orbitales 1s del hidrógeno. Los
coeficientes de las dos funciones de los átomos de hidrógeno en un orbital molecular dado son
iguales, ya que la molécula de metileno es simétrica. Observamos que estos orbitales son muy
similares a los orbitales de más baja y de más alta energía de H3, excepto que el orbital 2s del
carbono sustituye al orbital del hidrógeno central. Se obtiene el orbital antienlazante utilizando la
misma combinación de orbitales del hidrógeno, pero debe invertirse el signo del orbital 2pz del
carbono. Observamos también que en lo referente a sus propiedades nodales, el orbital σp, es algo
análogo al orbital σ de energía intermedia H3.
La representación enlace-valencia localizada del metileno y compararla con la del orbital molecular.
Comenzamos construyendo los orbitales híbridos sp del átomo de carbono. Después construimos
los dos enlaces localizados de par electrónico con los átomos de hidrógeno, mediante la
combinación de cada hibrido sp con la función apropiada H 1s. Cada uno de estos orbitales de
enlace-valencia alberga a dos electrones de espines apareados y los dos últimos electrones de
valencia quedan en los orbitales no enlazantes 2p del carbono. La representación gráfica del orbital
molecular deslocalizado y la representación gráfica del hibrido sp de enlace-valencia están
estrechamente relacionadas, ya que en ambos modelos los electrones de enlace ocupan orbitales,
σ generados en base de orbitales 2s y 2pz de carbono en combinación con orbitales atómicos 1s
de hidrógeno.
Cuando la molécula se flexiona el orbital inmediato superior σ se convierte en un enlace más débil
y de más alta energía, debido a que disminuye la sobre posición de los orbitales 2pz del carbono
con el 1s del hidrógeno cuando los átomos de hidrógeno se apartan del eje z, y debido a que
aumenta la energía de este orbital, que es antienlazante entre los átomos terminales, cuando los
átomos de hidrógeno se aproximan uno al otro.
Un detalle importante es que en la molécula curva los enlaces no tienen ya simetría cilíndrica, de
modo que estrictamente ya no es aplicable la notación σ y σ*.
La molécula curva CH2 alcanza cierta estabilidad al tener, además de sus dos pares de electrones
enlazantes, un tercer par de electrones en el orbital σpx de cierto carácter enlazante.
Un modelo localizado de enlace-valencia del metileno curvo implicaría a tres orbitales híbridos sp 2
en el átomo de carbono. Dos de estos se utilizarían para formar enlaces de par electrónico a cada
átomo de hidrógeno. El tercer hibrido sp2 estaría ocupado por un par de electrones no enlazante,
pero sería de energía bastante inferior debido a un parcial carácter s del orbital. El orbital 2p del
carbono, perpendicular al plano de la molécula, no estaría ocupado. De modo que, el modelo de
enlace-valencia localizado se halla estrechamente relacionado con la representación del orbital
molecular deslocalizado.
En la molécula de agua, los ocho electrones de valencia ocupan los dos fuertes orbitales
enlazantes σ, el orbital σ no enlazante en un plano, que es de baja energía en la forma curvada, y
el orbital no enlazante py del átomo de oxígeno. Así el agua debe ser, y se encuentra que es, una
molécula curva.
En la molécula, los orbitales 2s de los dos átomos de oxígeno son orbitales atómicos no
enlazantes. Luego se puede generar un par de orbitales moleculares σ-σ* por la sobre posición del
orbital 2s del carbono con los orbitales 2px del oxígeno.
Los orbitales moleculares π se generan por la sobre posición de los orbitales atómicos p, que son
perpendiculares al eje internuclear de la molécula.
Los orbitales que están ocupados son todos más estables cuando la molécula es lineal.
Moléculas planas trigonales
El ion nitrato, NO3- , el cual, es una molécula simétrica y plana con los átomos de oxígeno en los
vértices de un triángulo equilátero.
Los orbitales moleculares en dos grupos: los orbitales σ que tienen la mayor densidad en el plano
de la molécula y los orbitales π que tienen la mayor densidad por encima y por debajo del plano
nuclear (o xy).
Generar un par σ-σ* resultan de la interacción de los orbitales 2p del oxígeno con el orbital 2s del
nitrógeno. El componente fuertemente enlazante se designa por σs, y su antienlazante por σ*s.
Es fácil establecer un par enlazante-antienlazante de orbitales moleculares π-π*, el par de orbitales
π que aún queda es no enlazante y de igual energía. Es difícil representarlos gráficamente.
Algunas moléculas orgánicas
Para tratar de las moléculas de hidrocarburos. Se genera un sistema de enlaces σ
localizados formando orbitales híbridos del carbono que sean apropiados a la geometría de
la molécula, y después se sobreponen estos híbridos para formar enlaces σ con los átomos
de hidrógeno o de carbono. Después se forma el segundo componente de los enlaces
dobles por la sobre posición de los orbitales p del carbono, que son perpendiculares al eje
internuclear.
Conclusión
OM por CLOA nos proporcionan una útil representación cualitativa de las propiedades electrónicas
de las moléculas, pero en su forma más simple no permiten el cálculo mecánico-cuántico preciso
de las propiedades moleculares. No obstante, los OM por CLOA nos permiten ver más claramente
las relaciones algunas veces muy fuertes que existen entre la estructura y las propiedades del
enlace en moléculas superficialmente diferente, tales como BF3 y NO3-, CO2 y NO2+, O2-2 y F2,
etc. Por tanto, el método OM por CLOA, crítica y cuidadosamente usado, puede ser un medio
importante para entender la conducta química y establecer sus relaciones cualitativamente.
a. Capítulo XI Enlace químico.
Los Enlaces Covalentes más sencillos.
La característica esencial del enlace iónico es la simetría eléctrica. Este tipo de enlace nos permite
explicar moléculas sencillas que debido a su atracción coulómbica da origen a un cristal estable,
sin embargo está representación no puede explicar los fuertes enlaces de moléculas diatómicas
homonucleares tales como H2 O2 entre otras. En estos casos ambos participantes en la unión
tienen repartidos por igual sus electrones de valencia por eso se dice de ellas que son ejemplos de
enlaces covalentes.
El ion molécula de hidrógeno.
Es la molécula más sencilla, existe en las descargas eléctricas a través del gas hidrógeno, el
enlace de H2 es muy fuerte; se requiere de 64 kcal/mol para disociar la molécula en su protón y
átomo de hidrógeno constituyentes. El enlace en H2+ puede describirse como un enlace covalente
de un electrón, que tiene un orden de enlace formal de un medio.
La molécula de hidrógeno, el caso clásico del enlace covalente, se forma por la superposición de
las funciones de onda de los respectivos electrones de los átomos de hidrógeno, en una
interacción que se caracteriza como interacción de intercambio. El carácter de este enlace es
completamente diferente del enlace iónico que se forma en el cloruro de sodio, NaCl. Si se mide
entonces el balance de energía cuando se forman los iones H+ y H-, y se examina la fuerza de
atracción entre ellos, la energía que se requiere es positiva para cualquier valor de separación de
iones. Es decir, no existe una distancia en la que haya una interacción de atracción neta, por lo que
el enlace no puede ser iónico.
En un enlace covalente un electrón es compartido por 2 núcleos
El enlace covalente y iónico resulta de la distribución de la densidad electrónica que es la causa
que la energía total del sistema disminuya, sin embargo la diferencia radica que en un
enlazamiento iónico un electrón es transferido de un átomo a otro, mientras que la redistribución
asociada con un enlace covalente es más difícil de describir.
En la mayoría de los enlaces químicos hay una compartición desigual de electrones o transferencia
parcial de electrones, resultan distribuciones que son intermedias entre dos modelos externos.
Orbital molecular enlazante y antienlazante:
El orbital enlazante o combinación simétrica tiene menor energía que los orbitales originales, y en
cambio, los orbitales antienlazante, o combinaciones antisimétricas, mayor energía. Así por
ejemplo, en la molécula de dihidrógeno (H2), posee dos electrones, y ambos puedes ser definidos
por el orbital enlazante, dando al sistema una energía menos y por lo tanto más estable de lo que
pudiese estarlo en los átomos de hidrógenos libres, lo que se conoce como enlace covalente.
La recopartición de un electrón por 2 núcleos no lleva automáticamente a la formación del enlace.
El factor importante en la formación del enlace es que el electrón se comparta de tal manera que la
energía total del sistema disminuya.
El papel que juega el spin electrónico en la formación del enlace químico es importante, ya que el
apareamiento de este permite que los electrones se compartan de una manera que fortalece al
enlace.
Orbitales atómicos y moleculares
Para clasificar un orbital es necesario saber si es enlazante o antienlazante.
Los orbitales moleculares que tienen simetría cilíndrica y son enlazantes se denominan orbitales o
los que son simétricos cilíndricamente y son antienlazante se denominan ∂*. De acuerdo a su
comportamiento cuando se rompe el enlace.
Estructuras del electrón-punto
H+H→H :H
Simboliza la formación de un orbital enlazante ocupado por la superposición de 2 orbitales
atómicos a medio llenar.
Regla del octeto.
Expresa que un átomo diferente del H+ tiene a formar enlaces hasta que se rodea de 8 electrones.
La regla del octeto establece que los átomos de los elementos se enlazan unos a otros en el
intento de completar su capa de valencia.
Los tres tipos de excepciones a la regla del octeto son:
El octeto incompleto.
Moléculas con número impar de electrones.
El octeto expandido
Geometría molecular
Los ángulos de enlace de una molécula representan la demolición de energía mínima para la
molécula y por tanto para aplicar las estructuras observadas.
Los electrones tienden a evitarse unos con otros debido a sus cargas semejantes, pero aquellos
con mismo spin tienen una probabilidad baja de encontrarse uno cerca de otro.
Si se localiza un electrón en una región particular del espacio, entonces cualquier otro electrón
especialmente uno con igual spin es mucho más probable que sea encontrado en alguna otra
diferente región del espacio. Es esta correlación entre las ubicaciones electrónicas la que sea para
explicar la geometría de las moléculas.
Para pronosticar la geometría aproximada de una molécula determínese cuantos pares de
electrones de valencia, enlazantes y no enlazantes existen alrededor de un átomo dado.
Estos pares estarán dirigidos en el espacio de una manera que se reduzca la repulsión electrón –
electrón. Así 2, 3, 4, 5, 6 pares de electrones conducen a geometrías lineales, trigonales,
tetraédricas, bipiramidal trigonal y octaédricos respectivamente.
Hibridización.
Un orbital atómico híbrido es el resultado de una combinación matemática de las funciones que
describen a dos o más orbitales atómicos.
Cuando se suman las funciones que representan a los orbitales S y P se produce una nueva
función híbrida.
Hibridización tipo sp, sp2, sp3
Hibridación tipo sp.
Se define como la combinación de un orbital S y un P, para formar 2 orbitales híbridos, con
orientación lineal. Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de 180º y que se encuentra
existente en compuestos con triples enlaces.
Hibridación tipo sp2
Se define como la combinación de un orbital S y 2 P, para formar 3 orbitales híbridos, que se
disponen en un plano formando ángulos de 120º.
Los átomos que forman hibridaciones sp2 pueden formar compuestos con enlaces dobles. Forman
un ángulo de 120º y su molécula es de forma plana.
Hibridación tipo sp3
Cuatro orbitales sp³.
En seguida, se hibrida el orbital 2s con los 3 orbitales 2p para formar 4 nuevos orbitales híbridos
que se orientan en el espacio formando entre ellos, ángulos de separación 109.5°.
Es posible construir conjuntos de orbitales híbridos que tienen propiedades direccionales
compatibles con los ángulos de enlace observados en muchas moléculas. Como resultado
podemos representarlos al enlace de par electrónico en una molécula poliatómica, como si
estuviera formado por el solapamiento de los orbitales híbridos apropiados de un átomo con un
orbital de otro átomo, es mejor pensar que la hibridación es un medio por el cual podemos
conservar nuestra imagen de la formación del enlace de par electrónico, localizado por el
solapamiento de orbitales atómicos en lugar de pensar que la hibridación es la razón por la cual las
moléculas presentan una geometría dada, una cierta hibridación conduce una geometría particular
y en consecuencia las características de cada híbrido.
La polaridad el enlace.
a) Enlace covalente apolar o no polar
Entre átomos idénticos o diferentes pero de igual electronegatividad DEN=0, los electrones se
comparten de igual forma por ambos. A este tipo de enlace se lo denomina enlace covalente
apolar.
Podemos citar los ejemplos del Hidrógeno (visto en enlace covalente simple), oxígeno (enlace
covalente doble), Nitrógeno (enlace covalente triple) o PH3 ( 3 enlaces simples).
b) Enlace covalente polar
En cambio, si los dos átomos enlazados difieren como en el caso del H:Cl, o son idénticos, pero
sus vecinos no lo son, como en el caso de los dos átomos de C en H3C--CCl3 , los electrones no
se comparten por igual: uno de los átomos (el más electronegativo) atrae electrones con más
fuerza que el otro. El átomo que ejerce la mayor atracción desarrolla una cierta carga negativa; el
otro adquiere una cierta carga positiva. Estas cargas son inferiores a la unidad, -1 o +1 y se llaman
cargas parciales, representadas como d+ y d-.
Momento dipolar:
Para cada sistema en particular se debe distinguir entre el momento dipolar instantáneo, el cual
puede tomar cualquier valor entre las soluciones propias dependientes del tiempo, y el momento
dipolar promedio, el cual en caso de átomos, moléculas diatómicas homonucleares o poliatómicas
con distribución espacial simétrica, su valor es cero. Generalmente, cuando se habla del término µ
se entiende que se trata del valor promedio. Además, existe el momento dipolar inducido, el cual es
resultado de aplicar un campo eléctrico uniforme, lo que tiene como consecuencia la polarización
de la carga dentro del sistema.
Enlaces múltiples:
Los enlaces múltiples son muy comunes en la química orgánica. El etileno (C2H4) contiene un doble
enlace carbono-carbono en su estructura de Lewis más estable, y cada carbono ha completado su
octeto. La estructura de Lewis más estable para el acetileno (C2H2) contiene un enlace triple
carbono-carbono. De nuevo se satisface la regla del octeto.
Enlaces multicentrados:
Un enlace de tres centros y dos electrones (3c-2e) es un enlace químico con deficiencia en
electrones, donde tres átomos comparten dos electrones. La combinación de tres orbitales
atómicos forma tres orbitales moleculares: un orbital enlazante, un orbital no enlazante y un orbital
antienlazante. Los dos electrones van en el orbital enlazante, resultando en un efecto neto de
enlace y constituyendo un enlace químico entre los tres átomos.
Enlace metálico:
El enlace metálico ocurre entre dos átomos de metales. En este enlace todos los átomos envueltos
pierden electrones de sus capas más externas, que se trasladan más o menos libremente entre
ellos, formando una nube electrónica.
Resonancia: Útil para explicar las propiedades de las moléculas orgánicas
Es un sistema de enlace entre los átomos de una molécula que, debido a la compleja distribución
de sus electrones, obtiene una mayor estabilidad que con un enlace simple. Esta distribución de
electrones no fluctúa, en contra de lo que su nombre hace pensar. La resonancia molecular es un
componente clave en la teoría del enlace covalente. Para su existencia es imprescindible la
presencia de enlaces dobles o triples en la molécula. El flujo neto de electrones desde o hacia el
sustituyente está determinado también por el efecto inductivo.
10. Explique el significado de la palabra "covalente"La palabra Covalente significa que el enlace se lleva a cabo por la COMPARTICIÓN de electrones entre dos átomos (no metales)
11. ¿Qué es una estructura de Lewis (de electrón - punto) y cuales son sus limitaciones?Una estructura de Lewis es la representación que se conforma con los símbolos de los elementos y los electrones de valencia del esqueleto de los átomos en una molécula y tiene como finalidad explicar el enlace covalente mediante la compartición de electrones entre dos átomos.
Sus limitaciones son:
Octeto incompleto Molécula con numero impar de electrones Octeto Expandido
12. ¿Qué establece la regla de octeto?La regla del Octeto establece que durante la formación de las moléculas los átomos intentaran obtener una configuración estable de ocho electrones de valencia alrededor del átomo.
13. Escriba la estructura de Lewis para el formaldehido y el tricloruro de fosforo Formaldehído (CH 2O)
C= 4e
H= 2e
O= 6e
Total= 12e
Tricloruro de fósforo (PC l3)
P= 5e
Cl= 7*3= 21e
Total= 26e
14. Escriba la estructura de Lewis (de puntos por electrón) de la siguientes moléculas:
a). HF
b). PH3
c). H2S
d). H2SO4
e). F2
f) CO
g). C2H2
h). CO2
i). NH4
15. ¿Cuántos pares de electrones no compartidos hay en una molécula de alcohol metílico (metanol)En una molécula de metanol hay dos pares de electrones no compartidos que pertenecen al oxigeno
16. ¿Cuántos enlaces covalentes hay en:A. Una molécula de NH3 : existen 3 enlaces covalentes en una molécula de NH3B. 1.5 mol de moléculas de agua
(1.5)(6.023x10^23) = 9.03x10^23
17. Desarrolle un ejemplo de estructuras de resonancia y explíquelo
Ozono (O3)
El enlace pi no va a pertenecer ninguna de las dos estructuras sino que se va a repartir entre todos los átomos debido a que el enlace pi se encontrara o del lado izquierdo o del derecho pero no se va a representar la estructura real de esta molécula.
18. ¿Cuántos mol de enlaces covalentes hay en:i. 0.25 mol de moléculas de NH3
(0.25)(6.023x10^23) = 1.5x10^23
ii. 3.5 mol de moléculas de etano(3.5)(6.023x10^23) = 2.1x10^24
19. ¿Cuáles son las diferencias entre un enlace polar y un enlace no polar?La diferencia entre un enlace polar y un enlace no polar es que en el enlace polar uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones de enlace que el otro mientras que en el enlace no polar el enlace es formado por dos átomos del mismo elemento o entre átomos con muy poca diferencia de electronegatividad.
20. De los enlaces: Al - Cl =1.3 Cl - Cl = 0 H - Cl =0.6 K - Cl = 1.98a. ¿Cuál es no polar?
El enlace no polar es Cl - Cl
b. Solo uno de los enlaces es iónico ¿Cuál es?El enlace iónico es K - Cl
c. Ordene los enlaces por polaridad decreciente Cl - Cl (no polar)
H - Cl (polar)
Al - Cl (polar)
PRIMER BLOQUE.
1. Explique brevemente los tres momentos históricos que, en el desarrollo de la física-matemática marcaron el desarrollo de lo que se conoce cómo teoría atómica.
En 1897, Joseph John Thomson descubrió la existencia de los electrones y las
cargas eléctricas que estos poseían (positivas o negativas), hizo este
descubrimiento cuando experimentaba los rayos catódicos.
En 1900 , hipótesis cuántica de Planck formuló que la energía se radia en
unidades pequeñas separadas llamadas cuantos, es decir, desarrolla las bases de
la teoría cuántica moderna al encontrar que la luz es emitida o absorbida por el
átomo en cantidades discretas (cuantos).
En 1925(modelo de la mecánica ondulatoria). Schrödinger definía al principio los
electrones como ondas de materia (dualidad onda-partícula), describiendo de este
modo la ecuación ondulatoria que explicaba el desarrollo en el tiempo y el espacio
de la onda material en cuestión. El electrón con su carácter ondulatorio venía
definido por una función de ondas (Ψ), usando una ecuación diferencial de
segundo grado, donde aparecían derivadas segundas de Ψ. Aparece un concepto
pare definir la región del espacio en la cual cabría mayor posibilidad de hallar al
electrón: el orbital.
1. ¿Qué son los Rayos catódicos?- Son tubos parcialmente evacuados (tubos a los que se les había extraído por bombeo casi todo
el aire) los cuales producen un alto voltaje que produce radiación dentro del tubo. Esta radiación
recibió el nombre de rayos catódicos porque se originaba en el electrodo negativo, o cátodo.
2. Describa el experimento con tubos de descarga de Thompson y explique brevemente a que se refiere el cociente carga/masa del electrón (e/m).
Thompson colocó dos placas de metal en el interior del tubo, le dio a una placa una carga eléctrica
positiva, y a otra placa una carga eléctrica negativa, observó que cuando disparaba el rayo
catódico más allá de las placas, el rayo era atraído por la placa con carga positiva.
El cociente carga/masa del electrón se refiere a una magnitud física de las partículas cargadas. J.J.Thomson lo calculó esta relación empleando un tubo de rayos catódicos Midiendo de forma
cuidadosa y cuantitativa los efectos de los campos magnéticos y eléctricos sobre el movimiento de
los rayos catódicos, Thomson determinó que la relación es de 1.76 x 108 culombios por gramo (el
culombio, C, es la unidad SI de carga eléctrica).
3. el valor experimental de:
d) La carga del electrón= -1.6022x10-19C
e) La masa del electrón= 9.10x1028 g.
f) La velocidad de la luz= 3.0x108 m/s
4. ¿Qué es la radiactividad?Es una propiedad atómica, no puede provenir más que del átomo propiamente dicho,
independiente de cualquier sustancia añadida p de una reacción química.
La radiactividad es la sima de una cantidad enorme de frecuencias.
5. ¿Qué son las partículas alfa?Son núcleos de helio, se desvían del electrodo negativo.
6. Describa el experimento de dispersión de partículas alfa de Marsden y Geiger y explique la forma en que Rutherford interpreta este resultado.
Hans Geiger y Ernest Marsden llevaron a cabo experimentos para estudiar la dispersión de
partículas alfa por delgadas láminas metálicas. , bombardearon las láminas con partículas alfa de
alta energía y observaron el número de partículas alfa dispersadas en función del ángulo. Basado
en el modelo Thomson del átomo, todas las partículas alfa, deberían encontrarse desviadas del
haz dentro de una pequeña fracción de un grado, pero Geiger y Marsden encontraron unas pocas
partículas alfa dispersadas en ángulos de más de 140 grados. Observaron que las partículas alfa
de la desintegración radioactiva, de vez en cuando se dispersaban a ángulos mayores de 90°, lo
cual es físicamente imposible, a menos que estuvieran dispersando algo más masivo que ellas
mismas.
Ello llevó a Rutherford a deducir que la carga positiva de un átomo, está concentrada en un
pequeño núcleo compacto.
1.-¿A qué se le llama radiación electromagnéticas?
Ondas producidas por la oscilación o la aceleración de una carga eléctrica. Las ondas
electromagnéticas tienen componentes eléctricos y magnéticos. La radiación electromagnética
puede ordenarse en un espectro que se extiende de ondas de frecuencia muy elevadas (longitud
de onda pequeña) hasta frecuencias muy bajas (longitud de ondas altas).
2.-¿Cómo explicas la Teoría clásica de la radiación electromagnética el comportamiento de la luz?
Defina:
a) Frecuencia: Es una magnitud que mide el número de repeticiones por unidad de tiempo de cualquier
fenómeno o suceso periódico.
La unidad de frecuencia es el Hercio*(Hz), en honor al físico alemán Heinrich Rudolf
Hertz**, donde 1 Hz es un evento que tiene lugar una vez por segundo. Alternativamente,
podemos medir el tiempo entre dos ocurrencias del evento (periodo) y entonces la
frecuencia es la inversa de este tiempo.
La frecuencia tiene una relación inversa con el concepto de longitud de
onda, a mayor frecuencia menor longitud de onda y viceversa. La frecuencia f es igual a la
velocidad v de onda, dividido por la magnitud de onda λ (lambda)
b) Longitud de onda:La longitud de onda de una onda describe cuán larga es la onda. La distancia existente entre
dos crestas o valles consecutivos es lo que llamamos longitud de onda.
La letra λ (lambda) se utiliza para representar la longitud de onda en ecuaciones. Por lo tanto la
frecuencia y la longitud de onda de una onda están relacionadas entre sí mediante la siguiente
ecuación
Donde λ es la longitud de onda, c es la velocidad de
onda y f es la frecuencia de la onda. Para la luz y otras ondas electromagnéticas que viajan en
el vacío, c=299 792 458 km/seg.
c) Amplitud de onda:En física la amplitud de un movimiento oscilatorio, ondulatorio o señal electromagnética es una
medida de la variación máxima del desplazamiento u otra magnitud física que varía periódica
o cuasi periódicamente en el tiempo. Es la distancia entre el punto más alejado de una onda y
el punto de equilibrio o medio.
1.-Amplitud 2,-Amplitud de pico a pico 3.- Media cuadrática 4.-Periodo
d) Eje nodal: Es la línea imaginaria que parte a la mitad y crea lo que es el valle y la cresta.
e) Nodo: Es el punto donde la onda cruza la línea del equilibrio.
3.-Determine La frecuencia para las radiaciones que muestran una longitud de onda de 1.0 y 4.4 (amstrong)
1.0 amstrong= 3x1018 1s
4.4 amstrong=6.81x1017 1s
4.-La luz amarilla que produce una lámpara de sodio tiene una longitud de onda de 589 nm (nm=nanómetros)¿Cuál es la frecuencia de la radiación?
5.0933x1014 1s
5.-¿Qué es la espectroscopia?
Es una técnica instrumental ampliamente utilizada por los físicos, para poder determinar la
composición cualitativa y cuantitativa de una muestra, mediante la utilización de patrones o
espectros conocidos de otra muestra.
6.-A qué se llama seria espectral?
Una línea espectral es una línea oscura o brillante en un espectro uniforme y continuo, resultado de un exceso o una carencia de fotones en un estrecho rango de frecuencias, comparado con las frecuencias cercanas.
7.-¿Cómo se obtiene el espectro de emisión de un elemento químico?
Mediante suministro de energía calorífica se estimula un determinado elemento en su fase
gaseoso, sus átomos emiten radiación en ciertas frecuencias del visible, que constituyen su
espectro de emisión. Ninguno de estos se repite.
8.-¿Cómo se obtiene el espectro de absorción de un elemento químico?
Se presenta cuando un sólido incandescente se encuentra rodeado por un gas más frio, el
espectro resultante muestra un fondo interrumpido por espacios oscuros denominados líneas de
absorción, porque el gas ha absorbido de la luz aquellos colores que éste irradia por si mismo.
Suele ocurrir que unos cuerpos sólo la radiación de una determinas longitudes de onda y no
aceptan absorber otras de otras longitudes, por lo que cada cuerpo cada elemento químico en la
práctica, tiene su propio espectro de absorción, el cual se corresponde con su espectro de emisión.
9,-Explique brevemente la hipótesis cuántica de Plank
En 1900 Planck formuló que la energía se radia en unidades pequeñas separadas que llamamos
cuantos.
Descubrió una constante de naturaleza universal que se conoce como la constante de Planck. La
ley de Planck establece que la energía de cada cuanto es igual a la frecuencia de la radiación
multiplicado por la constante universal. Sus descubrimientos, sin embargo, no invalidaron la teoría
de que la radiación se propaga por ondas. Los físicos en la actualidad creen que la radiación
electromagnética combina las propiedades de las ondas y de las partículas.
Los descubrimientos de Planck, que fueron verificados posteriormente por Einstein, donde publicó
la teoría sobre el fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico. Dados los cálculos de Planck,
Einstein demostró que las partículas cargadas absorbían y emitían energías en cuantos finitos que
eran proporcionales a la frecuencia de la luz o radiación.
Fueron el nacimiento de un campo totalmente nuevo de la física, conocido como mecánica
cuántica y proporcionaron los cimientos para la investigación en campos como el de la energía
atómica.
10.-¿Qué significado físico tiene el valor de la constante de Planck “h”?
La constante de Planck es la relación entre la cantidad de energía y de frecuencia asociado a un
cuanto o a una partícula elemental.
h=6.626x10-34J
En 1900, Max Planck estaba trabajando sobre el problema de cómo la radiación emitida por un
objeto se relacionaba con su temperatura. El concibió una fórmula que adecuaba bastante a los
experimentales, pero la formula solo tenía sentido se si asumía que la energía de una molécula
vibrante era cuantizada esto es, solamente podía tomar ciertos valores. La energía debería ser
proporcional a la frecuencia de vibración y parecía llegar en pequeños bloques de la frecuencia,
multiplicados por una cierta constante. Esta constante llegó a conocerse como la constante de
Planck o h
11.-Explique brevemente el efecto fotoeléctrico
En 1887 observó Heinrich Hertz que si se producía una descarga eléctrica entre dos esferas a
distinto potencial, la chispa saltaba más fácilmente cuando las superficies de estas esferas estaban
iluminadas con luz ultravioleta; por ejemplo con la luz procedente de otra descarga.
Poco después también se observó (Hallwachs, 1888) que una lámina de cinc negativamente y
unida a un electroscopio, perdía rápidamente su carga al ser iluminada, asimismo, con la luz
ultravioleta. Estas experiencias demuestran que bajo la acción de radiaciones electromagnéticas
(luz) el cinc y, en general, a todos los metales (Lenard, 1889) emite electrones; denominándose a
este fenómeno efecto fotoeléctrico,
“Efecto fotoeléctrico es la pérdida de electrones que experimenta un metal al ser sometido a la acción de la luz”
12.-¿Qué es un fotón?
Es la partícula portadora de todas las formas de radiación electromagnética, incluyendo a los rayos
gamma, los rayos x, la luz ultravioleta, la luz visible, la luz infrarroja, las microondas y las ondas de
radio.
El fotón tiene masa cero y viaja en el vacío con una velocidad constante c.
Como todos los cuantos, el fotón presenta tanto propiedades corpusculares como ondulatorias
(dualidad onda-corpúsculo). Se comporta como una onda en algunos fenómenos con la refracción
que tiene lugar en una lente; o como una partícula cuando interacciona con la materia para
transferir una cantidad fija de energía.
Defina:
a) Función trabajo En el efecto, la excitación electrónica es obtenida por absorción de un fotón. (Cuando un
electrón adquiere energía, éste salta de un nivel de energía a otro en saltos cuánticos. Este
proceso se llama excitación de un electrón, y los niveles altos de energía se llaman estados
excitados). Si la energía del fotón es mayor que la función de trabajo de la sustancia, se
produce la emisión fotoeléctrica y el electrón es liberado de la superficie. (El exceso de energía
del fotón se traduce en la liberación del electrón con energía cinética distinta de cero).
La función de trabajo fotoeléctrica es
Dónde es la constante de Planck y es la frecuencia mínima (umbral) del fotón, requerida
para producir la emisión fotoeléctrica.
b) Frecuencia umbralEl efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones por parte de un metal al ser
irradiado con radiación electromagnética. Sin embargo, no sirve cualquier radiación
electromagnética: tiene que tener una determinada frecuencia, denominada frecuencia umbral.
Por debajo de dicha frecuencia umbral no se produce efecto fotoeléctrico, aunque aumentemos
muchísimos la intensidad de la radiación. Por encima de la frecuencia umbral sí que se
produce el efecto fotoeléctrico y la emisión de electrones es mayor a medida que aumentamos
la intensidad de la radiación.
Cabe destacar que cada metal presenta una frecuencia umbral característica.
14.-Calcule la función trabajo para la plata, el valor de la frecuencia umbral de este metal de
1.13x1025 1s
15.-Explique el modelo de Bohr tomando como referencia los postulados de dicho modelo.
El electrón solo podrá girar en ciertas órbitas circulares de energía y radios determinados, y al
moverse en ellas el electrón no radiará energía. En ellas la energía del electrón será constante.
En estas órbitas se cumplirá que el momento angular del electrón será múltiplo entero de h/2∏.
Estas serán las únicas órbitas posibles.
El electrón solo emitirá energía cuando estando en una de estas órbitas pase a otra de menor
energía.
16.-El modelo de Bohr sufrió dos correcciones importantes atribuidas a Sommerfeld y a Zeeman. Explique en que consistió cada una y cuál fue su importancia para el desarrollo de la teoría atómica.
Sommerfeld:
En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la teoría de la relatividad de Albert Einstein, hizo las
siguientes modificaciones al modelo de Bohr:
1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.
2. A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.
3. El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
En consecuencia, el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de
Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las
órbitas elípticas, solo descartó su forma circular.
Zeeman:
Por indicación del mismo Lorentz, comenzó a investigar el efecto de los campos magnéticos sobre
las fuentes de luz. En1896 descubrió que las líneas espectrales de una fuente luminosa sometidas
a un campo magnético fuerte se dividen en diversos componentes, cada uno de los cuales está
polarizado, lo que hoy se conoce como efecto Zeeman. Se comprobaban así, experimentalmente,
las predicciones de su maestro H. A. Lorentz, suministrando una prueba más a favor de la teoría
electromagnética de la luz.
17.-A partir del modelo de Bohr y sus correcciones se desarrolló la noción de “números canticos”, estos números son cuatro. ¿Cómo se denomina y cuál es el significado de cada uno?
En particular, se refiere a los números que caracterizan los estados propios estacionarios de
un electrón de un átomo hidrogenoide y que, por tanto, describen los orbitales atómicos. Estos
números cuánticos son:
I) El número cuántico principal n Este número cuántico está relacionado tanto con la
energía como con la distancia media entre el núcleo y el electrón, medida en niveles
energéticos, aunque la distancia media en unidades de longitud también crece
monótonamente con n. Los valores de este número, que corresponde al número del nivel
energético, varían teóricamente entre 1 e infinito, pero solo se conocen átomos que tengan
hasta 8 niveles energéticos en su estado fundamental ya que el número atómico y el
número cuántico principal se relacionan mediante 2n2 = Z < 110.
II) El número cuántico secundario o azimutal (l = 0,1,2,3,4,5,...,n-1), indica la forma de los
orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón. Un orbital de un
átomo hidrogenoide tiene l nodos angulares y n-1-l nodos radiales.
III) El número cuántico magnético (m, ml), Indica la orientación espacial del subnivel de
energía, "(m = -l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l+1 valores de m.
IV) El número cuántico de espín (s, ms), Describe el giro del electrón en torno a su propio
eje, en un movimiento de rotación. Este giro puede hacerlo sólo en dos direcciones,
opuestas entre sí. Por ello, los valores que puede tomar el número cuántico de spin son -
1/2 y +1/2. Dicho de otra manera, cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este
giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario.
Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin
s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.
