Unidad 7

EL CONCEPTO DE MOL Y SUS APLICACIONES
En esta unidad se trabajara con cantidades (masas) definidas de las sustancias que participan en los fenómenos químicos (Analisis cuantitativo)
¿ Qué cantidad de átomos del elemento hay en el Peso Atómico del elemento expresado en gramos? Daremos respuesta mediante el siguiente grafico:

El valor 6,023* 10elevado a 23 fué determinado por Avogadro mediante cálculos estadísticos acerca de sistemas gaseosos y de ahí que se reconoce como el Número de Avogadro ( N ).
N = 6,023 *10 23
Este valor pasa a ser de importancia central en la química cuantitativa y es la base de la definición del concepto de mol.

DEFINICIÓN DE MOL .

Así el mol pasa a ser una forma adecuada de medir cantidades de partículas de la química.
Pero el Número de Avogadro de átomos es una cantidad tan grande de átomos o bién los átomos son tan pequeños y livianos que son magnitudes que desafían nuestra imaginación.

NUEVA DEFINICIÓN DE PESO ATOMICO
El Peso Atómico de un elemento ( A r ) es la masa de un mol de átomos de tal elemento expresada gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de átomos
Es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos del siguiente triángulo de conceptos.

EL MOL DE MOLECULAS

Un mol de moléculas de cualquier gas medido en TPE. ocupa un volumen de 22,4 Litros.
Recién hemos definido que la masa expresada en gramos de un mol de átomos es el Peso Atómico.
Ahora..... ¿Cuál es la masa expresada en gramos de 1 mol de moléculas? La respuesta a esta pregunta nos lleva a otra definición: DEFINICIÓN DE PESO MOLECULAR

PESO MOLECULAR

El Peso Molecular ( M r ) de una sustancia es la masa de un mol de moléculas de tal sustancia expresada en gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de moléculas

CALCULO DEL PESO MOLECULAR

Generalizando, si una Sustancia tiene por Fórmula AaBbCc........
A nivel submicroscópico su molécula está formada por a átomos de A, b átomos de B y c átomos de C etc...
Y a nivel macroscópico el mol de moléculas está formada por a moles de átomos de A, b moles de átomos de B y c moles de átomos átomos de C etc... y de allí que el Peso Molecular se calcule con la siguiente fórmula.
Mr AaBbCc........ = a * Ar A + b * Ar B + c * Ar C +........

¿Cuánto vale el Peso molecular del Cloroformo CHCl3?
Mr CHCl3 = 1 *12 + 1 * 1 + 3 * 35,5 = 119,5 g/mol

También podemos generalizar importantes conceptos acerca de un doble significado, a nivel submicroscópico y a nivel macroscópico, de la notación química de Símbolos, Fórmulas y Ecuaciones.
Presentaremos este doble significado valiéndonos de representaciones gráficas para las entidades submicroscópicas y las representaciones gráficas ampliadas para los conceptos usados a nivel macroscópico

NOTACIÓN QUÍMICA
Nivel Submicrocópico---------- Nivel Macroscópico
SÍMBOLO
1 átomo---------------------- 1 mol de átomos

FÓRMULA
1 molécula ----------------1 mol de moléculas


ECUACIÓN
1 reordenamiento
1 mol de reordenamientos

TRABAJO CON FRACCIONES DE MOLES

¿Cuántos moles de moléculas son?

n = N° moles de moléculas Sustancia = masa Sustancia / M r Sustancia

¿ Cuántas moléculas de metano son?
N° de moléculas Sustancia = N° de moles de moléculas Sustancia* N

¿Cuántos átomos de carbono y cuántos átomos de hidrógeno?
N° de átomos Elemento = N° moléculas Sustancia * Atomicidad Elemento

N° de átomos Elemento = N° de moles de átomos Elemento * N

¿Cuántos moles de átomos de carbono y cuántos moles de átomos de hidrógeno?
N° de moles de átomos Elemento= N° de moles de moléculasSustancia* Atomicidad Elemento

¿Cuántos gramos de carbono y cuántos gramos de hidrógeno?
masa Elemento = N° de moles de átomos Elemento * A r Elemento

¿ Cuál es la composición porcentual en peso de cada elemento?
% Elemento = (masa Elemento/ masaSustancia ) 100

% Elemento = (Atomicidad Elemento A r Elemento / M r Sustancia )*100

¿Cuál es el volumen del sistema en TPE.?
Volumen Gas TPE = N° de moles de moléculas 22,4 (L/mol)

¿ Cuál es la densidad del sistema a TPE.?
Densidad = masa / Volumen

Densidad Gas TPE = M r / 22,4

PROPIEDADES INTENSIVAS: Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor no depende del tamaño del mismo, es decir son independientes de la masa del sistema.
PROPIEDADES EXTENSIVAS: Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor sí depende del tamaño del mismo, es decir son dependientes de la masa del sistema.

LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES.

Para dar adecuada respuesta a la pregunta planteada es necesario averiguar las relaciones matemáticas que expresan el comportamiento de las distintas variables que determinan el estado de un sistema gaseoso. Un sistema gaseoso se encuentra en un estado definido cuando, además de precisarse la naturaleza del gas, se conocen tres de las siguientes cuatro variables:
n = Número de moles, V = Volumen, P = Presión y t = temperatura.
Para comenzar el estudio de las relaciones es conveniente definir el Volumen Molar

Volumen Molar = V´ = V / n (L/mol)

Ley de Boyle
Volumen Molar vs. Presión

Ley de Charles
Volumen Molar vs. temperatura

Ambas leyes se pueden agrupar en una sóla expresión:

Esta relación corresponde a la a Ecuación de Estado de los Gases Ideales cuya expresión más común es :
PV = n R T donde R = 0,082 (L atm / mol °K)

Esta relación es aplicable a los gases reales dentro de márgenes no extremos de Presión y temperatura.

MÉTODO DE DETERMINACIÓN DEL PESO MOLECULAR
La determinación experimental del valor de Mr es de fundamental importancia cuando no se conoce la fórmula de alguna sustancia. Si la sustancia se puede evaporar podemos aplicar la ecuación anterior pero para calcular el Peso Molecular.
Mr = densidad RT / P

DETERMINACIÓN
DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

Los datos de composición de un compuesto entregados por el Análisis Químico a la forma de composición porcentual de los elementos, es por lo general, el punto de partida. Como ya hemos establecido éstas magnitudes son de tipo Intensivas. Sin embargo, para poder calcular el número de moles de átomos, que es esencialmente de tipo extensivo, es preciso trabajar con un sistema de tamaño definido y adecuado a los datos y cálculos. Esto es, nos damos una Base de Cálculo (B.C.),por lo general 100 g. de la Sustancia, y así trabajamos con masas determinadas de los diferentes elementos.

Ejemplo: Dada la composición en % que se indica y Ar C = 12 y Ar H = 1
Fórmula Empírica

-En la molécula, el número de átomos de H es el doble que el número de átomos de C.

-Esto equivale decir que la fórmula empírica es CH2. Además " Mr " Empírico = 12*1+1*2= 14 (g/FE)

Fórmula Molecular
La Fórmula Molecular indica la cantidad exacta de átomos de cada elemento en la molécula. Esa cantidad exacta de átomos debe mantener la proporción observada en la fórmula empírica, por lo tanto, la fórmula Molecular debe ser (CH2 )m donde m es un número entero por determinar.

Si el problema de ejemplo continúa : la sustancia es un gas a 90 °C y 1 atm y en estas condiciones tiene una densidad de 2,82 (g/L). Es la información requerida para el cálculo de Mr y de allí calcular m.
Recordamos la relación para calcular Pesos Moleculares experimentalmente:

Mr = densidad RT / P

Unidad 5
EL ENLACE QUIMICO
El enlace químico es la fuerza que une a los atomos para formar las moléculas, es un proceso de estabilización por interacciones electrónicas donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. Por lo general los gases nobles tienen 8 electrones de valencia("regla del octeto").
La energía de estabilización se denomina también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.



TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
ENLACE IONICO. Cesión de electrones, de parte de un átomo fuertemente electropositivo a otro fuertemente electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos.
ENLACE COVALENTE. Compartición de parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.

Ejemplos :


A continuación una visión total, o sea las diferentes situaciones en función de la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados.

EL ENLACE QUÍMICO Y LA MECANICA CUANTICA

La Mecánica Cuántica contempla la combinación matemática de las funciones de ondas de orbitales atómicos para dar orbitales moleculares. La combinación produce dos orbitales moleculares.

ENERGÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES Y ANTIENLAZANTES EN FUNCIÓN DE LA DISTANCIA INTERATÓMICA

La suma de funciones atómicas da un orbital molecular enlazante donde se sitúa la pareja de electrones con spines opuestos . Este se puede visualizar como la superposición de los orbitales atómicos. Existe una estabilización a medida que los átomos se acercan pues predominan las fuerzas de atracción entre los atomos sin embargo si los átomos se acercan demasiado hay una desestabilización producto de fuerzas de repulsión interatómica. La menor energía corresponde a un pozo de energía en que se encuentran los átomos en equilibrio respecto de las atracción y la repulsión interatómicas. Este pozo de energía determina la distancia internuclear llamada también longitud de enlace.
La diferencia de funciones atómicas genera un orbital molecular antienlazante marcado por fuerzas de repulsión en donde la la mayor estabilidad se alcanza cuando los átomós están separados a gran distancia. En este orbital los electrones se encuentran con spines paralelos (ruptura del enlace).

TIPOS DE UNIONES
Los gráficos siguientes además de reforzar los conceptos de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes y sus implicancias desde el punto de vista de la energía nos muestran dos situaciones que apuntan más bién al tipo de orbitales que intervienen o a distintas formas de unión.

Combinacion de orbitales s

Unión s (sigma)
Orbital Molecular enlazante con superposición de orbitales atómicos sobre linea internuclear

Combinación de orbitales atomicos p

Unión s (sigma)
Orbital Molecular enlazante con superposición de orbitales atómicos sobre linea internuclear.

TIPOS DE ENLACES Y UNIONES

GEOMETRÍA MOLECULAR

LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
La disposición de los átomos en el espacio se determina experimentalmente mediante la técnica de difracción de rayos X. Para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicional de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce como hibridación de los orbitales atómicos.
Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales y por consecuencia la GEOMETRIA MOLECULAR .

Hibridaciones más simples.

CRITERIOS PARA DECIDIR LA HIBRIDACIÓN
1:- CRITERIO MULTIPLICIDAD DE LOS ENLACES
Hay que observar la multiplicidad de los enlaces, esto es, cuántas uniones pi deben formarse. Para cada unión pi un átomo debe disponer un orbital p.
Dos uniones pi obligan a un átomo a tener 2 orbitales p, o sea que, la hibridación debe ser sp.

2.-CRITERIO DE REPULSIÓN DE PAREJAS DE ELECTRONES
Las parejas de electrones, ya sean enlazantes o bién no enlazantes, se repelen por tener igual carga. Entonces el criterio obliga a dar el máximo ángulo de separación a todas las parejas de electrones.
En los graficos siguientes los electrones del átomo los representamos como puntos azules y los electrones del átomo vecino con el que se enlaza como puntos rojos. Así, las parejas enlazantes se grafican como puntos azul y rojo indicando electrones que pertenecen al átomo en cuestión y al otro átomo respectivamente y las no enlazantes del átomo como un par de puntos azules.

Como se puede observar, si el número de parejas de electrones alrededor de un átomo es tres la hibridación es sp,
En cambio, si el número de parejas de electrones es cuatro la hibridación es sp2.
Cuando existen solamente uniones s la hibridación se determina sólo en base del criterio de repulsión de parejas.
Cuando hay sólo una unión s no hay hibridación.

Dos parejas de electrones la hibridación es sp , tres parejas de electrones la hibridación es sp2 y cuatro parejas de electrones la hibridación es sp3 .

OTRAS HIBRIDACIONES Y LAS PRINCIPALES GEOMETRIAS MOLECULARES

APLICACIONES:

LA LONGITUD Y LA ESTABILIDAD DE LOS ENLACES DE ATOMOS HIBRIDIZADOS.

Puesto que los orbitales s son pequeños y de baja energía comparados con los orbitales p que son de mayor alcance y mayor energía, los enlaces de átomos hibridizados mantendrán aquellas características según el grado de carácter s o p tenga cada situación.
Unidad 6
PROPIEDADES FISICOQUIMICAS DE LAS SUSTANCIAS PURAS
Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma.
El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.

MOLECULAS GIGANTES
Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico, en que no está definido el tamaño del sistema. Por lo general son arreglos de gran tamaño. La proporción de distintos átomos se conoce y se representan estos sistemas por su fórmula empírica.
Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.

COVALENTES TRIDIMENSIONALES
Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación. Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.
Sus temperaturas de fusión son muy altas y en muchos casos se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión. Por otra parte la separación de las partículas por acción de moléculas de un solvente es imposible, por lo tanto son completamente insolubles.
El Carbono en su forma de diamante ( hibridación sp3 ) es un ejemplo de ésta categoría.

COVALENTES BIDIMENSIONALES
Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas trididimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.
El ejemplo típico es el Carbono en su forma de grafito en que los C están hibridizados sp2 .El grafito es conductor de la corriente eléctrica.

COVALENTES UNIDIMENSIONALES

Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.
-Los homopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A- ; -(A)- n ).
-Los copolímeros que repiten unidades distintas ( A-B-A-B-A-B- ; ( -A-B-) n ).
Son cadenas largas llamadas también macromoléculas y por ésta razón es que interaccionan unas con otras de manera significativa.
En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.
Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de las macromoléculas.

En cambio, las macromoléculas rígidas no tienen favorable el factor entrópico y así son dificiles de fundir y solubilizar. Estos polímeros rígidos, en el sólido son monofásicos y de mucha resistencia.

El grado de endurecimiento o ablandamiento depende de las temperaturas a que se encuentran sometidos los sistemas.
Los procesos de ablandamiento sobrevienen en zonas de temperaturas bien definidas para cada tipo de macromoléculas.
Muchas veces las cadenas macromoléculares sintéticas o naturales se conectan entre sí mediante átomos o grupos de átomos enlazados covalentemente con propósitos tecnológicos precisos. En estos casos las estructuras resultantes semejan a las redes covalentes bi o tridimensionales y así también son sus propiedades, nula solubilidad y puntos de fusión demasiado elevados que amenazan la estabilidad química de las sustancias.

Copolímero de estireno-butadieno (neumáticos) vulcanizado con S.

Este tipo de productos son difíciles de recuperar y reutilizar precisamente por las razones ya mencionadas y constituyen un problema para la ecología por la contaminación del ambiente.

La celulosa es un polímero natural de características estructurales semirígidas y si a ello agregamos que entre las cadenas macromoleculares existen fuerzas de atracción, de alta magnitud como los puentes de H debido a la presencia de mucho grupos de -OH son comprensibles las dificultades para la fusión y la solubilización.

Estructura tipo celulosa

IONICAS.
En estas moléculas gigantes los átomos están unidos por enlaces iónicos. Es decir son un arreglo de iones positivos y negativos que se disponen alternadamente en el espacio compensando sus cargas . La geometría del arreglo es simple cuando los iones positivos y negativos son monoatómicos y además se encuentran en relación 1:1. Cuando los iones son complejos, con grandes diferencias de tamaños o la proporción entre ellos no es simple, los arreglos son complicados y son materia de estudio de la Cristalografía que hace uso de las técnicas de difracción de rayos X para resolver estas situaciones.

Son estructuras de temperatura de fusión elevadas. En estado sólido o cristalino, donde los iones se encuentran atrapados no conduce la corriente eléctrica, pero sí la conducen en estado fundido.
Estas estructuras pueden ser solubilizadas, aunque no siempre, mediante solventes con moléculas polares como el caso de agua. Las moléculas del solvente rodean los iones apuntando sus fracciones de carga al ión de carga opuesta. Así los iones solvatados son separados al debilitarse el enlace iónico. De ésta forma los iones disueltos constituyen partículas para el flujo eléctrico.

METALICAS
Corresponde al caso de los metales. Los átomos metálicos , al ser muy electropositivos se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos. Por su parte los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo determinado se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones delocalizados. Esta nube de electrones que une a iones positivos es el enlace metálico.

Los puntos de fusión de los metales son medianamente altos. La naturaleza de movilidad del enlace metálico confiere a los metales su blandura, es decir los convierte en dúctiles y maleables.
La movilidad de los electrones les permite tener a capacidad de conducción de la corriente eléctrica y también es responsable de la conductividad térmica.

MOLECULAS CONVENCIONALES
Son aquellos sistemas formados por moléculas que se encuentran claramente definidas, se conoce el número exacto de átomos y de qué elementos está constituída la molécula. Se representan por las llamadas fórmulas moleculares reales.

En su gran mayoría las moléculas de ésta categoría unen sus átomos con enlaces covalentes y al expresar esto pensamos en muchas moléculas simples formadas entre no metales y en la inmensa cantidad de compuestos orgánicos constituídos principalmente por los elementos C, H, O, N, P, S.
Sin embargo al momento de racionalizar las propiedades fisicoquímicas de este tipo de estructuras, el tipo de enlace interatómico ( covalente) y su fortaleza no cuenta pués en este caso lo determinante son las fuerzas entre moléculas o fuerzas intermoleculares y en algunos casos son fuerzas intramoleculares las determinantes de las propiedades.
En todo caso las fuerzas intermoleculares son de naturaleza eléctrica, pero las hay de diferente naturaleza y magnitudes pero siempre dependen en definitiva de las características eléctricas, del tamaño y geometría de las moléculas.
No conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico y también son malos conductores del calor.

EFECTOS COMPARADOS DE DISTINTAS FUERZAS INTERMOLECULARES SOBRE LAS TEMPERATURAS DE EBULLICIÓN

Las fuerzas de Van der Waals son comparativamente las fuerzas intermoleculares de menor intensidad pero pueden existir grandes diferencias de sus magnitudes entre moléculas que las poseen como único factor de atracción.
Estas diferencias pueden ocasionarse por :
a) por significativa diferencia del tamaño de las moléculas.
b) por la presencia de átomos de mucha diferencia en la cantidad de electrones o de muy distinta polarizabilidad electrónica.
c) por la circunstancia de presentar una geometría muy diferente.