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1 MATERIA, ÁTOMOS Y MOLÉCULAS CAMBIOS DE ESTADO: Cuando un cuerpo cambia de estado de agregación por acción de la temperatura se dice que se produjo un cambio de estado. Son cambios físicos ya que no se produce ruptura ni formación de nuevos enlaces. En el estado sólido, las moléculas se encuentran más cerca entre ellas y en el estado gaseoso más alejadas: SÓLIDO LÍQUIDO GAS No se comprime No se comprime Se comprime No adopta la forma del recip Adopta la forma del recip Adopta la forma del rec Tiene volumen propio Tiene volumen propio Su volumen es el del recip MATERIAL REGISTRADO ISBN 978-987-9419-81-6 PROHIBIDA SU REPRODUCCIÓN TOTAL O PARCIAL.
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MATERIA, ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
CAMBIOS DE ESTADO:
Cuando un cuerpo cambia de estado de agregación por
acción de la temperatura se dice que se produjo un cambio
de estado.
Son cambios físicos ya que no se produce ruptura ni
formación de nuevos enlaces.
En el estado sólido, las moléculas se encuentran más cerca
entre ellas y en el estado gaseoso más alejadas:
SÓLIDO LÍQUIDO GAS
No se comprime No se comprime Se comprime
No adopta la forma del recip Adopta la forma del recip Adopta la forma del rec
Tiene volumen propio Tiene volumen propio Su volumen es el del recip
MATERIAL REGISTRADO
ISBN 978-987-9419-81-6
PROHIBIDA SU
REPRODUCCIÓN TOTAL O
PARCIAL.
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SISTEMAS MATERIALES
A la porción del universo que se aísla para su estudio se la
llama sistema material.
Las propiedades físicas de la materia pueden ser
extensivas o intensivas.
Las propiedades intensivas son aquellas que no dependen
de la cantidad de materia en estudio como pueden ser la
densidad, el color, el brillo, la temperatura de fusión o
ebullición y son importantes para identificar a una
sustancia.
Por ejemplo la temperatura de ebullición del agua a una
atmósfera es de 100 °C sin importar la cantidad de agua
que se utilice.
Las propiedades extensivas son las que dependen de la
masa en estudio, como la masa, el peso, el volumen,
ninguna de las cuales sirve para identificar a una sustancia.
GAS
CONDENSACIÓN
LÍQUIDO
SOLIDIFICACIÓN
SÓLIDO
VOLATILIZACIÓN
SÓLIDO
FUSIÓN
LÍQUIDO
VAPORIZACIÓN
GAS
SUBLIMACIÓN
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Cuando ponemos en un recipiente una mezcla con agua,
sal y clavos de hierro es un sistema material en el cual
podemos notar distintas porciones con diferentes
propiedades intensivas. A este sistema se lo llama
heterogéneo.
Un sistema heterogéneo está formado por dos o más
fases, cada fase tiene la misma composición y
propiedades.
Este sistema está formado por tres componentes (agua,
sal y clavos de hierro) y dos fases (agua con sal y clavos
de hierro).
Es importante entender que un sistema heterogéneo no
tiene necesariamente tiene que estar formado por distintos
componentes. Un vaso con agua y dos cubitos de hielo
tiene un solo componente (agua) y dos fases (agua líquida
y agua sólida), por lo que se trata de un sistema
heterogéneo.
Cuando un determinado sistema material posee las mismas
propiedades intensivas en toda su masa se trata de un
sistema homogéneo.
Si el sistema está formado por un puñado de sal, no
podemos distinguir distintas fases, se trata entonces de un
sistema homogéneo que posee un solo componente, la
sal, que es una sustancia pura.
Si en cambio el sistema está formado por un vaso de agua
con una cucharadita de sal, tampoco podemos distinguir
distintas fases pero encontramos dos componentes (agua y
sal). En este caso se trata de una solución.
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Es decir, un sistema homogéneo está formado por una
única fase y puede estar formado por un solo componente
(sustancia pura) o por más de un componente (solución).
Una solución está formada por un solvente y uno o más
solutos.
El solvente es el componente que disuelve al soluto o el
que se encuentra en mayor proporción. Por ejemplo, en la
solución formada por sal y agua el soluto es la sal y el
solvente el agua.
No necesariamente el solvente debe ser agua (solución
acuosa), ni tampoco necesariamente el solvente debe ser
un líquido. Por ejemplo, en el humo hay varios minerales
sólidos disueltos en gases, mientras que en la niebla
encontramos líquido en gases.
Si bien tanto las sustancias puras como las soluciones son
sistemas homogéneos, entre ellas hay una diferencia muy
importante.
Sistemas
Homogéneos Una fase
Un componente Sustancia pura
Dos o más componentes
Solución
Heterogéneos
Dos o más fases Cada fase tiene las mismas
propiedades intensivas
Pueden tener uno o más
componentes
5
Las sustancias puras no pueden separarse por medios
físicos en cambio las soluciones sí.
Las sustancias puras tienen propiedades físicas
determinadas como la densidad, solubilidad, la temperatura
permanece constante mientras se da un cambio de estado
y tienen una determinada temperatura de fusión y de
ebullición.
Estas propiedades se utilizan para identificar a una
sustancia pura.
Las sustancias puras se clasifican en sustancias simples
y sustancias compuestas.
Las sustancias simples son aquellas formadas por átomos
de un mismo elemento. Ejemplos de ellas son el oxígeno
gaseoso (O2), el ozono (O3), el nitrógeno gaseoso (N2), el
bromo líquido (Br2), el aluminio (Al), el hierro (Fe), etc.
Estas sustancias no se descomponen en otras sustancias.
Las sustancias compuestas son aquellas formadas por
átomos de más de un elemento. Por ejemplo, el agua (H2O)
que está formada por átomos de hidrógeno (H) y por
átomos de oxígeno (O) , el cloruro de sodio (NaCl), el
alcohol etílico (CH3CH2OH), etc. Estas sustancias pueden
descomponerse en otras sustancias. Por ejemplo, el agua
se puede descomponer mediante la electrólisis en
hidrógeno y oxígeno gaseosos.
Las soluciones son mezclas homogéneas formadas por
más de un componente que se pueden separar por
métodos físicos como evaporación o cromatografía.
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Hay diversas formas de expresar la concentración de una
solución. Veremos tres de ellas: porcentaje masa en masa
(% m/m), porcentaje masa en volumen (% m/V) y
porcentaje volumen en volumen (% V/V).
1. % m/m: El porcentaje masa en masa es la masa
de soluto (medida en gramos) que se encuentra
por cada 100 gramos de solución.
2. % m/V: El porcentaje masa en volumen es la
masa de soluto (medida en gramos) que se
encuentra por cada 100 mililitros o cm3 de
solución.
3. % V/V: El porcentaje volumen en volumen es el
volumen de soluto (medido en mililitros o cm3)
que se encuentra por cada 100 mililitros o cm3 de
solución.
Sistema homogéneo
Un solo componente Sustancias puras
Simples Formadas por átomos
de un mismo elemento
Compuestas Formadas por átomos
de distintos elementos
Dos o más componentes
Solución Sus componentes se pueden separar por
métodos físicos
% m/m
CADA
100 g de solución
gramos de
soluto
% m/V
CADA
100 cm3 de
solución
gramos de
soluto
% V/V
CADA
100 cm3 de
solución
cm3 de soluto
7
La masa de la solución está vinculada con su volumen por
medio de la densidad:
El siguiente esquema se usa para hacer los cálculos
relacionados con la densidad.
Solo se deben respetar los niveles de las burbujas para
relacionar las tres variables entre sí:
m = ρ .V
1 litro
1 dm3
1000 cm3
1000 ml masa de solución
masa de solvente
masa de soluto
msc
Vsc ρsc
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COMPOSICIÓN CENTESIMAL
Es el porcentaje de cada componente en una mezcla. Para
obtenerla, se debe calcular la masa de cada componente
cada 100 g de muestra.
Se preparó una mezcla con 50,0 ml de agua (ρ = 1,00
g/ml), 20,0 ml de etanol (ρ = 0,800 g/ml) y 10,0 g de
arena. El agua y el etanol formaron una solución pero
la arena no se disolvió.
a) Para el sistema final, indicar: número de fases, estado de agregación de cada fase y número e identidad de componentes presentes en cada fase.
b) Calcular la composición de la solución, expresada como % V/V.
c) Calcular la composición de la solución, expresada como % m/m.
d) Calcular la composición centesimal del sistema final.
Nuestro sistema es el siguiente:
a) Tenemos 2 fases:
PROBLEMA PARA CALCULAR CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN Y
COMPOSICIÓN CENTESIMAL
9
1 fase líquida formada por la solución de etanol en agua (2 componentes) 1 fase sólida formada por arena (1 componente)
b) El % V/V corresponde a los ml de etanol cada 100 ml de solución. Para poder calcularlo debemos considerar que podemos sumar los volúmenes:
50,0 ml agua + 20,0 ml etanol = 70,0 ml solución
Por lo tanto:
70,0 ml sc _____ 20,0 ml etanol
100 ml sc ____ x = 28,6 ml etanol
Es decir, la solución es 28,6 % V/V
c) El % m/m corresponde a los gramos de soluto (es decir de etanol) cada 100 gramos de solución. Por lo tanto, para calcular la masa de solución
necesitamos la masa de soluto (etanol) y la masa de
solvente (agua).
Ambas las calcularemos a partir de sus respectivas
densidades (ρ):
msv = ρsv. Vsv = 1,00 g/ml . 50,0 ml = 50,0 g sv
mst = ρst. Vst = 0,800 g/ml . 20,0 ml = 16,0 g st
msc = mst + msv = 16,0 g + 50,0 g = 66,0 g sc
Por lo tanto cada 66,0 g de solución hay 16,0 g de
soluto:
10
66,0 g sc _____ 16,0 g st
100 g sc _____ x = 24,2 g st es 24,2 % m/m
d) El sistema final está formado por la solución y por la arena. Por lo tanto, si quiero calcular su composición centesimal debo considerar la masa total de los componentes:
m sistema final = m agua + m etanol + m arena
m sistema final = 50,0 g agua + 16,0 g etanol + 10,0 g
arena
m sistema final = 76,0 g
La composición centesimal se calcula a partir de 100 g
de sistema:
76,0 g sistema final ____ 50,0 g agua
100 g sistema final __ x = 65,8 g agua
65,8 % agua
76,0 g sistema final ____ 16,0 g etanol
100 g sistema final ___ x = 21,1 g etanol
21,1 % etanol
76,0 g sistema final ____ 10,0 g arena
100 g sistema final ___ x = 13,1 g arena
13,1 % arena
NOTAR QUE LA SUMA DE LOS % DEBE DAR 100
%.
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COMPOSICIÓN ATÓMICA
El átomo está formado por un núcleo y una zona
extranuclear.
En el núcleo se encuentran partículas positivas llamadas
protones (p+) y partículas neutras llamadas neutrones (n).
En la zona extranuclear se encuentran los electrones que
poseen carga negativa.
La masa del protón es semejante a la masa del neutrón,
pero la masa del electrón es despreciable frente a éstas.
Por lo tanto, la masa del átomo está concentrada en el
núcleo.
Por otro lado, el volumen del núcleo es despreciable frente
al volumen de la zona ocupada por los electrones.
ÁTOMO
NÚCLEO
Se concentra toda la masa del átomo
PROTONES
p+
NEUTRONES
n
ZONA EXTRANUCLEAR
Volumen del átomo
ELECTRONES e-
Masa despreciable
12
Definiremos dos números importantes, llamados número
atómico (Z) y número másico (A):
Notar que la tabla periódica está en orden de Z
creciente
Si X es el símbolo del elemento la notación es:
NUCLEIDO: partícula de la cual conoces su nº p+ y su nº n
EJEMPLOS
Z= nº p+= 17 por ser neutro n ºe- = 17
A= Z + nº n entonces nº n = A – Z = 35 – 17 = 18 n
Z: nº atómico= nº p+ ES LO QUE CARACTERIZA AL ELEMENTO
A: nº másico= nº p+ + nº n o A= Z + nº n
13
.
IONES: partículas con carga positiva o negativa producidos
por la pérdida ó ganancia de electrones:
Si tenemos un átomo neutro, significa que tiene el mismo
número de protones
+
que de e- -
es decir, el mismo número de cargas positivas que
negativas:
+ + +
- - -
IONES
POSITIVOS
CATIONES
Se producen por la PÉRDIDA DE
e-
X X+ + e-
NEGATIVOS
ANIONES
Se producen por la GANANCIA
DE e-
X + e- X -
14
y PIERDE 1 e- + + +
- -
se formará un ión con carga positiva, es decir, un CATION.
Si por el contrario, un átomo neutro
+ + + + + + + + +
- - - - - - - - -
GANA 1 e-, quedará con carga negativa formando un
ANION:
+ + + + + + + + +
- - - - - - - - - -
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QUÉ ÁTOMOS SON CAPACES DE FORMAR
IONES?QUÉ ÁTOMOS SON CAPACES DE FORMAR
IONES?
Los átomos captan ó liberan electrones hasta quedar con 8
en el último nivel como poseen los gases nobles, que son
los que poseen máxima estabilidad.
Por lo tanto, todos los átomos de los elementos que se
encuentran en el grupo VII A de la tabla periódica, que son
los que poseen 7 electrones en su último nivel, captarán 1
electrón para llegar a tener el octeto.
Otra forma de entenderlo puede ser pensar que todos los
átomos captan ó liberan electrones para quedar con el
mismo número de electrones que el gas noble más
cercano.
Cabe aclarar que al captar ó liberar electrones no se
transforman en el gas noble sino que sólo quedan con el
mismo número de electrones (isoelectrónico), ya que el
número de protones no varía.
Por ejemplo, el Cl tiene Z=17, es decir, posee 17 protones
y 17 electrones. El gas noble más cercano a él es el 18Ar
que posee 18 electrones, entonces el Cl captará 1 electrón.
De la misma manera todos los átomos de los elementos del
grupo VI A, poseen 6 electrones en el último nivel, por lo
que captarán 2 electrones para quedar con 8.
Si tomamos como ejemplo de este grupo al 34Se, podemos
ver que el gas noble más cercano a él es el 36Kr, como el
Se tiene 34 electrones, para tener 36 captará 2 electrones.
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Por otro lado los átomos de los elementos del grupo IA
poseen 1 electrón en el último nivel, pero en el nivel
anterior poseen 8 electrones. Por lo tanto, ellos liberarán 1
electrón y así quedarán con el octeto.
También se puede entender teniendo en cuenta que
liberarán 1 electrón para quedar con el mismo número de
electrones que el gas noble más cercano.
Por ejemplo, en el caso del 11Na, el gas noble más cercano
a él es el 10Ne, por lo tanto liberará 1 electrón:
http://www.youtube.com/watch?v=uvZCFupdI4U
El Na con Z=11 y A=23 y pierde 1 e- forma un CATIÓN
MONOVALENTE O IÓN MONOPOSITIVO:
+ + e-
11p+ 11p+
12n 12n
11e- 10e-
Notar que el catión sodio tiene 11 p+ y 10 e- . Debido a
que tiene 11 cargas positivas y 10 cargas negativas le
queda una carga neta positiva que es la que figura en su
símbolo: Na+
El Mg con Z=12 y A=24, tiene en su último nivel 2 e-, el gas
noble más cercano a él es el 10Ne, por lo que el Mg liberará
17
2 electrones formando un CATIÓN DIVALENTE O IÓN
DIPOSITIVO:
2+ + 2 e-
12p+ 12p+
12n 12n
12e- 10e-
El F con Z=9 y A=19 forma un ANIÓN MONOVALENTE O
IÓN MONONEGATIVO ya que al captar 1 electrón queda
isoelectrónico con el 10Ne:
+ e-
- ANIÓN FLUORURO
9p+ 9p+
10n 10n
9e- 10e-
18
El S con Z=16 y A=32 tiene 16 electrones por lo que
formará un ANIÓN DIVALENTE O IÓN DINEGATIVO para
quedar con 18 electrones al igual que el 18Ar que es el gas
noble más cercano:
+ 2 e-
2- ANIÓN SULFURO
16p+ 16p+
16n 16n
16e- 18e-
Notar que en todos los casos el Z y el A del átomo y de su
ión COINCIDEN ya que sólo se gana o pierden electrones
que no afectan el Z ni el A.
IONES ISOELECTRÓNICOS: iones que poseen igual nº de
e- por ejemplo Na+, Mg2+, F- (todos tienen 10 e-).
A su vez, estos iones son isoelectrónicos con el 10Ne.
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ISÓTOPOS: átomos de un mismo elemento (=Z) que
tienen distinta masa (distinto nº n y distinto A)
6n 7n 8n
A=12 A=13 A=14
Recordar que el Z caracteriza al elemento, por lo tanto
como tienen Z=6 se trata del C. Son isótopos por ser
átomos del mismo elemento que tienen distinta masa y
por lo tanto distinto nº de neutrones y distinto nº
másico A.
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MAGNITUDES ATÓMICO MOLECULARES
UNIDAD DE MASA ATÓMICA (uma): es la doceava parte de la
masa del nucleído 12C. Se representa con la letra u.
1u= 1,66 10-24g
De este modo la masa del nucleído 12C es de 12 u.
Habiendo tomado como patrón al C se puede expresar la
masa de los demás átomos diciendo cuántas veces más
pesado es cada uno de ellos que la unidad de masa
atómica, es decir expresándolo en u.
En la Tabla periódica figuran las masas promedio de todos
los isótopos que constituyen cada elemento expresadas en
u. Por ejemplo:
H: 1,008 u es decir 1,008 x 1,66 10-24 g= 1,67 10-24 g
O: 16,0 u es decir 16,0 x 1,66 10-24 g= 2,66 10-23 g
Br: 79,9 u es decir 79,9 x 1,66 10-24 g= 1,33 10-22 g
NOTAR QUE LOS DATOS QUE FIGURAN EN LA TABLA
PERIÓDICA ESTÁN EXPRESADOS EN u Y NO
CORRESPONDEN A LAS MASAS EXPRESADAS EN g. Es decir
la masa de un átomo de H NO ES 1,00 g sino que es de
1,67 10-24 g.
Por otro lado el A coincide con el nº entero más próximo a
la masa del nucleído, expresada en u.
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Los datos de la Tabla Periódica son en realidad el resultado
de realizar un promedio ponderado (que tiene en cuenta la
abundancia de cada uno) de todos los isótopos naturales.
La masa promedio de un elemento se calcula como:
Masa promedio =
EJEMPLO
(7.42%y 6,015 u),
(92,58% y 7,016 u)
Masa promedio Li= 7,42 %. 6,015 u + 92,58% . 7,016u = 6,942 u
100%
De la misma manera recordemos que una molécula es un
conjunto de átomos, entonces para calcular la MASA
MOLECULAR de una sustancia debemos sumar las masas
atómicas expresadas en u teniendo en cuenta su fórmula.
Por ejemplo:
m(H2SO4) = 2 x 1,00 u + 1 x 32,0 u + 4 x 16,0 u = 98,0 u
Esto significa que una molécula de H2SO4 tiene una masa
de 98,0 u y NO de 98,0 g.
La masa expresada en g será de 98,0 x 1,66 10-24 = 1,63
10-22 g
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MOL: CANTIDAD de sustancia que contiene 6,02 1023
unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.)
Nº de Avogadro= NA = 6,02 1023 mol-1
Simplemente tengamos en cuenta que el mol es una
cantidad que nos sirve para contar partículas, así como:
Este n° resulta muy útil ya que si, por ejemplo, un solo
átomo de N tiene una masa de 14,0 u, un mol de átomos
(6,02 1023 átomos) pesará 14,0 g:
1 át N ____ 14,0 u ____ 14,0 x 1,66 10-24 g
6,02 1023 át N ____x= 14,0 x 1,66 10-24 x 6,021023g= 14,0 g
Cada vez que nos pregunten CANTIDAD debemos
responder MOLES.
Docena 12
Centena 100
Mol 6,02 10 23
1 MOL DE ÁT N 1
23
MASA MOLAR (M): corresponde a la masa de 1 mol de
partículas y se expresa en g/mol o lo que es lo mismo
g.mol-1.
La masa de 1 mol de partículas COINCIDE con el valor de
su masa expresada en u.
MASA DE UN ÁTOMO DE H
m(H) Mirar Tabla Periódica
1,00 u
1,00 x 1,66 10 -24 g = 1,66 10 -24 g
MASA DE UN ÁTOMO DE O
m(O) Mirar Tabla Periódica
16,0 u
16,0 x 1,66 10 -24 g = 2,66 10 -23 g
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MASA MOLAR DE H
MH
1,00 g/mol
COINCIDE CON EL VALOR QUE APARECE
EN LA TABLA PERIÓDICA
MASA DE 1 MOL DE ÁTOMOS DE H
MASA DE 1 MOLÉCULA DE H2O
MIRAR TABLA PERIÓDICA
2 VECES m(H) + 1 VEZ m(O)
m(H2O)= 2 m(H)+ m(O)
m(H2O)= 2. 1,00 u +16,0 u= 18,0 u
25
EJERCICIOS
En la T.P. vemos que m(Na)= 23,0 u por tanto
MNa= 23,0 g/mol
1 mol ______ 23,0 g 1 mol ______ 6,02 1023 át
1,50mol_____ x= 34,5 g 1,50mol ____ x= 9,03 1023 át
Nºát? CANTIDAD de átomos? = MOLES de átomos? = n
En 500 g de Fe
En la T.P. m(Fe) = 55,8 u entonces MFe = 55,8 g/mol
55,8g ___1 mol ___ 6,02 1023 át Fe 55,8g ___ 1 mol át
500g ___________ x= 5,39 1024 át Fe 500g ___ x= 8,96 mol
MASA DE 1 MOLÉCULA DE H2O = 18,O u
MASA DE 1 MOL DE
MOLÉCULAS DE H2O = 18,0 g
MH2O = 18,0 g/mol
Indicar cuál es la masa y el n° de átomos presentes en 1,50 mol
de átomos de Na.
Indicar cuál es el n° de átomos y la cantidad de átomos
presentes en 500 g de Fe.
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m(Ca)= 40,0 u m(P)= 31,0 u m(O)= 16,0 u
m (Ca3(PO4)2)= 3x40,0 u+ 2x31,0 u+ 8x16,0 u= 310 u
i) MCa3(PO4)2= 310 g/mol
ii) m(Ca3(PO4)2) = 310 u
iii) 1 unidad f.___ 310 u = 310 x 1,66 10-24g = 5,15 10-22 g
Otra forma: 1 mol ___ 6,02 1023 unid. f. ___ 310g
1 unidad f. __ x= 5,15 10-22 g
Antes de seguir adelante con los problemas veamos lo
siguiente:
m(H2SO4)= 98,0 u M H2SO4= 98,0 g/mol
Calcular para el Ca3(PO4)2
i) M
ii) Masa de 1 molécula o unidad fórmula en u
iii) Masa de 1 molécula o unidad fórmula en g
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O por otra parte:
1 molécula de H2SO4
2 átomos de H
2x 1,00 u = 2,00 u
1 átomo de S
1 x32,0 u = 32,0 u
4 átomos de O
4x 16,0 u = 64,0 u
98,0 u
1 mol de moléculas de H2SO4
6,02 10 23 moléculas
98,0 g
2 moles de átomos de
H
2x 6,02 1023 átomos de H
2 molx 1,00g/mol=
2,00 g
1 mol de átomos de S
1x 6,02 1023 átomos de S
1 molx 32,0g/mol =
32,0g
4 moles de átomos de
O
4x 6,02 1023 átomos de O
4 molx 16,0g/mol=
64,0 g
28
EJEMPLOS
m (NH4NO3)= 80,0 u entonces M NH4NO3= 80,0 g/mol
i) 80,0g NH4NO3 ___ 1 mol unid. NH4NO3 100g NH4NO3 ___ x= 1,25 mol unid. NH4NO3
ii) 80,0 g NH4NO3 ___ 6.02 1023 unid. NH4NO3 100 g NH4NO3 ___ x= 7,53 1023 unid. NH4NO3
iii) 80,0g ___ 1 mol unid. NH4NO3 __ 2 moles át de N 100g _______________________ x= 2,50 moles át de N
iv) 80,0g __ 2 moles át de N __ 2 x 6,02 1023 át de N 100g __________________ x = 1,51 1024 át de N
v) 80,0g __ 2 moles át de N___ 2 x 14,0g N = 28,0 g N 100g _____________________________ x= 35,0 g N
Calcular para 100g de NH4NO3
i) Cantidad de unidades fórmula = moles ii) Nº de unidades fórmula iii) Cantidad de át de N = moles de át de N iv) Nº de át de N v) Masa de N
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m (CaCO3) = 1x m(Ca)+ 1x m(C) + 3x m(O)
m(CaCO3) = 1x 40,0 u+1x 12,0 u+3x 16,0 u = 100 u
MCaCO3= 100 g/mol
Según lo anterior cada 100g de CaCO3 el Ca aporta 40,0g
Recordar que 400 mg = 0,400 g
40,0 g de Ca ___ 100 g de CaCO3
0,400 g de Ca __ x= 1,00 g de CaCO3
MCaCO3= 100 g/mol
En primer lugar debemos calcular cuántos átomos de
oxígeno se encuentran en 2,00 moles de H2SO4:
Calcular la masa de CaCO3 que aporta 400 mg de Ca.
Calcular la masa de CaCO3 que posee el mismo número de
átomos de oxígeno que 2,00 moles de H2SO4 .
30
1,00 mol H2SO4 _____ 4,00 moles de átomos de O
2,00 moles H2SO4 ___ x= 8,00 moles de átomos de O
En segundo lugar averiguamos la masa de CaCO3 en la
que se encuentran esos 8,00 moles de átomos de O:
Como la masa molar es: MCaCO3= 100 g/mol
Resulta:
100 g CaCO3 ___ 1,00 mol moléculas CaCO3 ___ 3,00 mol
át O
Por lo tanto:
3,00 mol át O ___ 100 g CaCO3
8,00 mol át O ___ x= 267 g CaCO3
VOLUMEN MOLAR ( VM) es el volumen de 1 mol de
sustancia
ρ = densidad ρ = m/V (masa/volumen)
ρ = M/VM (masa molar/volumen molar)
Las unidades de V y densidad varían según se trate de
líquidos, sólidos o gases:
Líq y sól Gases
V cm3 dm
3
VM cm3/mol dm
3/mol
ρ g/cm3 g/dm
3
31
MO2 = 32,0 g/mol
Entonces:
a) 1 mol XO2 ___ 2 moles át O ___ 2 x 6,02 1023 át O
Según el dato:
1,565 1024 át O ___ 59,8 g XO2
2 x 6,02 1023 át O __ x = 46,0 g XO2
Calcular el volumen molar para el O2 (g), cuya ρ es de
1,43 g/dm3 (0ºC y 1 atm).
Una masa de 59,8 g de XO2 posee 1,565 1024 átomos de
O.
Calcular:
a) M b) Masa de 1 molécula en u c) Símbolo de X
32
Por lo tanto 46,0 g es la masa que corresponde a 1
mol de moléculas de XO2, es decir es la masa molar:
MXO2 = 46,0 g/mol
b) m(XO2) = 46,0 u
c) MXO2 = 1 x MX + 2 x MO = 46,0 g/mol
1 x MX + 2 x 16,0 = 46,0 g/mol
Entonces MX
MX = 46,0 – 2 x 16,0 = 14,0 g/mol
Por lo tanto, mirando la T.P. X= N
En 196 g de una sustancia pura al estado líquido a 25°C y 1
atm, hay 2,00 moles de moléculas. Su densidad en esas
condiciones es 1,20 g/ml.
Calcular:
a) El número de moléculas presentes b) El volumen molar del líquido en esas condiciones c) La masa en gramos de una molécula de la sustancia
33
a.
1,00 mol moléculas ____ 6,02 1023 moléculas
2,00 mol moléculas ___x = 1,20 1024 moléculas
b.
Como se pide el volumen molar, debemos
utilizar:
y para ello debemos calcular la masa molar:
2,00 mol moléculas ___ 196 g
1,00 mol moléculas __x= 98,0 g
c.
Para sacar la masa de 1 molécula debemos recordar
que en 1 mol se encuentran 6,02 1023 moléculas, por
lo tanto, como 1 mol pesa 98,0 g, resulta:
6,02 1023 moléculas ____ 98,0 g
1,00 molécula ______ x= 1,62 10-22 g
34
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
MODELO DE BOHR (ÁTOMO DE H)
El átomo de H está formado por un núcleo que posee un
protón con carga positiva y una zona extra nuclear formada
por órbitas circulares (zonas permitidas de energía) en
donde el electrón se mueve y mientras lo hace no absorbe
ni emite energía (E).
El e- se encuentra normalmente en la primer órbita (n=1)
que es el nivel de menor energía (que es el más estable),
y en ese caso se dice que se encuentra en su estado
fundamental.
http://www.youtube.com/watch?v=sbEyLdhVgZo
Cuando el átomo recibe luz o calor, el e- absorbe E y pasa
a una órbita superior, ahora el átomo se encuentra en
estado excitado.
35
Cuando el átomo deja de recibir luz o calor pierde E y cae a
una órbita más cercana al núcleo (de menor E). Cuando el
e- salta de una órbita permitida de mayor E a una de menor
E emite (libera) E, y cuando lo hace de una órbita de menor
E a una de mayor E absorbe E.
Con este modelo sólo se pudo explicar el espectro
luminoso del átomo de H. Pero no se pudieron explicar los
espectros luminosos de los átomos polielectrónicos.
Por ésta razón se descartó el modelo de Bohr y se llegó al
modelo actual.
MODELO ACTUAL
En este modelo se habla de la dualidad onda – partícula, es
decir se afirma que los e- pueden comportarse como si
fueran ondas.
Es decir el mundo atómico no se rige por las mismas leyes
que la mecánica clásica.
Por otra parte, se dice que cuando efectuamos una
medición se produce una interacción con el objeto a medir,
por lo que provocamos algún cambio en la magnitud
medida.
Principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible
conocer simultáneamente la posición y la velocidad de una
micro partícula.
Es decir, no podemos conocer la velocidad y la posición del
e- .
36
Por lo tanto, en este modelo se habla de probabilidad de
encontrar al e- en una zona determinada alrededor del
núcleo.
Se planteó entonces una ecuación matemática (ecuación
de ondas) para describir el comportamiento del e- que
excede a este curso y que tiene como soluciones
matemáticas los llamados números cuánticos.
Llamamos orbital a la zona del espacio alrededor del
núcleo en donde hay mayor probabilidad de encontrar al e- .
Si pudiéramos sacar muchas fotos al e- del átomo de H y
luego las superponemos veríamos lo siguiente:
1º foto 2º foto 10º foto superpuesta
20º 44 fotos superpuestas
En este caso el orbital tiene forma esférica.
37
Pero ese orbital puede tener distintos tamaños. El tamaño
del orbital está dado por los niveles (n). Los niveles pueden
tomar distintos valores: 1, 2, 3, 4, etc.. Cuanto mayor es el
nivel, mayor es el tamaño del orbital y mayor será su
energía:
A su vez esos orbitales pueden tener distintas formas. Si la
forma es esférica se llama orbital s, si la forma corresponde
a dos lóbulos unidos por sus extremos es un orbital p, y a
formas aún más complicadas se les asignan las letras d y f.
NIVEL 1 NIVEL 2 NIVEL 3
n = 1, 2, 3...
MAYOR E
A MAYOR NIVEL,
MAYOR E Y
MAYOR TAMAÑO
DISTANCIA AL
NÚCLEO DEL e-
NIVELES
n
38
s p d d
Tendremos entonces los llamados subniveles, que me
indicarán el tamaño y la forma del orbital.
Hay tantos subniveles como lo indique el número de nivel,
es decir, en el nivel 1 hay 1 subnivel que lo llamaremos
subnivel 1s, en el nivel 2, habrá 2 subniveles que los
llamaremos 2s y 2p, en el nivel 3 habrá 3 subniveles (3s,
3p y 3d) y en el nivel 4 habrá 4 subniveles (4s, 4p, 4d y
4f).
Dentro de un mismo nivel, el orbital s tiene menos energía
que el orbital p y éste menos energía que el orbital d y el de
mayor energía será el orbital f.
Es decir, el subnivel 2s tiene menos energía que el subnivel
2p, pero el subnivel 2p tiene menos energía que el 3s ya
que su nivel es inferior.
39
subnivel subnivel orbital tipo s: forma esférica
1s 2s o.tipo p:forma de 2 lóbulos esferoidales
EXISTEN
TANTOS COMO
LO INDIQUE EL
Nº DE NIVEL
s, p, d, f ...
MAYOR E
FORMA DEL
ORBITAL
s ,p ,d ,f
SUBNIVEL
40
A su vez los orbitales pueden tener distintas orientaciones
en el espacio,
por ejemplo, s tiene una única orientación en el espacio,
mientras que p tiene 3 orientaciones en el espacio,
conocidas como px, py y pz, d tiene 5 orientaciones
espaciales y f tiene 7 orientaciones.
Orientaciones en el espacio de p:
nivel 1 orbital s subnivel 1s
nivel 2 orbitales
s y p
subniveles 2s 2p
nivel 3 orbitales
s, p y d
subniveles
3s 3p 3d
nivel 4 orbitales
s,p,d y f
subniveles
4s 4p 4d 4f
41
En cada una entran un máximo de 2 e- por lo que resulta:
orbital s forma
esférica
1 orientación en el espacio
entran un máximo de 2 e-
orbital p forma
lobular
3 orientaciones en el espacio
px, py, pz
entran un máximo de 6 e-
orbital d 5 orientaciones en el espacio
entran un máximo de 10
e-
orbital f 7 orientaciones en el espacio
entran un máximo de 14
e-
42
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (CE): es la expresión
que indica la ubicación de los e- .
Un átomo es más estable cuanto menos E posee, por lo
que los e- se ubicarán en el lugar de menor E posible
(estado fundamental).
CEN? ZN = 7 es decir el N tiene 7 p+ y 7 e-
Debemos ubicar 7 e- en el lugar de menor E posible. Tener
en cuenta que:
1, 2, 3, 4... s, p, d, f...
mayor E mayor E
Es decir:
1s 2s 2s 2p
mayor E mayor E
Entonces los 2 primeros electrones los ubicaremos en el
subnivel 1s (ya que en s entran un máximo de 2 e-). Eso se
escribe: (1s)2 .
43
Todavía nos restan ubicar 5 e-, en el nivel 1 no hay más
lugar entonces pasamos al n=2 y ubicamos 2 e- en el
subnivel 2s, de esta forma: (2s)2. Allí no hay más lugar por
lo que empezaremos a ocupar el subnivel 2p. Si bien en él
entran un máximo de 6 e-, sólo debemos ubicar 3e-, es
decir, (2p)3. En definitiva nos queda:
CEN = (1s)2 (2s)2 (2p)3
También se considera correcto:
CEN = 1s2 2s2 2p3
En lo sucesivo para realizar CE utilizaremos la regla de las
diagonales que nos dará el orden correcto de llenado:
REGLA DE LAS DIAGONALES
44
Es decir que el orden de llenado será:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p...
n = 1 subnivel: 1s
n = 2 subniveles: 2s, 2p
n = 3 subniveles: 3s, 3p, 3d
n = 4 subniveles: 4s, 4p, 4d, 4f
CEAl? CEK? CEAs? ZAl = 13 ZK = 19 ZAs = 33
CEAl = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)1
CEK = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)1
CEAs = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2 (3d)10 (4p)3
Indicar cuáles son los subniveles en los 4 primeros niveles
Escribir la CE del Al, del K y del As
45
Para resolver este problema debemos observar la última
columna de la T.P., que corresponde a los gases nobles
(GN, grupo VIII A ó 18):
CERb =? ZRb = 37 por lo que el GN anterior es el Kr:
CERb = [Kr] (5s)1 (notar que el Kr completa el nivel 4
entonces el electrón que falta va en 5s)
CES =? ZS = 16 por lo que el GN anterior es el Ne:
CES = [Ne] (3s)2 (3p)4
Escribir la CE del Rb, del S y del Pb teniendo en cuenta la
configuración del gas noble anterior.
46
CEPb =? ZPb = 82 el GN anterior es el Xe que tiene 54 e-
pero faltan 28 e- :
CEPb = [Xe] (6s)2 (4f)14 (5d)10 (6p)2
Rb: (5s)1
S: (3s)2 (3p)4
Pb: (6s)2 (6p)2
Para los átomos del ejercicio anterior escribir sólo la CE
correspondiente al nivel de mayor E.
47
CONFIGURACIÓN ELECTRONICA DE IONES
Recordemos que la carga del ión nos indica el balance
entre las cargas positivas (p+) y las cargas negativas (e-).
20Ca2+ 20 p+
18 e-
Del balance de 20 cargas positivas y 18 cargas negativas
resultan 2 cargas positivas (2+)
Entonces para hacer la CE del Ca2+ ubicaremos 18 e-
CE20Ca2+ = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6
De la misma forma para:
34Se2- 34 p+
36 e-
CE 34Se2- = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2 (3d)10 (4p)6
48
75X3-
ISOELECTRÓNICOS (= nº de e -)
38R2+
X? nºnX?
38R2+ 38 p+ Entonces 75X3- tiene 36 e- y 3 cargas
36 e- negativas netas, por lo que tiene 33
cargas positivas (33 p+)
3- 33 p+ es decir ZX = 33
36 e-
Como X tiene 33 p+, se trata del As.
Para sacar el nºn, recordemos:
Nºn = A – Z = 75 – 33 = 42 n
75X3- y 38R2+ son iones isoelectrónicos. Dar El símbolo de X e
indicar su n° de neutrones.
49
38E+ nºp+ = nºn nºn 40R?
Isoelectrónico con 40R
A = nº p+ + nº n
38 = nº p+ + nº n y como nºp+ = nºn
Resulta nºp+E+ = 38/2 = 19 p+ entonces
38E+ 19 p+
18 e-
Y por lo tanto, 40R tiene 18 e- (isoelectrónico) y por ser
neutro
18 p+, es decir Z = 18. Entonces:
nºn 40R = A – Z = 40 – 18 = 22n
El catión 38E+ posee igual n° de protones que de neutrones y
es isoelectrónico con 40R. Indicar cuál es el n° de neutrones
de R.
50
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA EXTERNA (CEE)
Es la configuración electrónica de los electrones
pertenecientes a los niveles más externos.
Para determinarla, en principio se busca la primera vez que
aparece el nivel más alto y de ahí en adelante todo (luego
veremos que en algunos casos no es así):
CEAl = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)1 CEEAl = (3s)2 (3p)1
CEK =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)1 CEEK = (4s)1
CEZn =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2 (3d)10 CEEZn=(4s)2 (3d)10
CESc = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2 (3d)1 CEESc = (4s)2 (3d)1
Tener en cuenta que se deben eliminar los orbitales d o
f INTERMEDIOS que estén completos.
CEAs=(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2 (3d)10 (4p)3
CEEAs = (4s)2 (4p)3
CEBi = [Xe] (6s)2 (4f)14 (5d)10 (6p)3 CEEBi = (6s)2 (6p)3
51
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
(TABLA PERIÓDICA)
La Tabla Periódica (TP) está hecha en orden creciente de
Z. Para poder comprenderla comenzaremos a armarla
ubicando la CEE correspondiente. Veamos algunas CE:
1H = (1s)1
2He = (1s)2
5B =(1s)2 (2s)2 (2p)1
6C =(1s)2 (2s)2 (2p)2
7N = (1s)2 (2s)2 (2p)3
8O = (1s)2 (2s)2 (2p)4
9F = (1s)2 (2s)2 (2p)5
10Ne = (1s)2 (2s)2 (2p)6
18Ar = (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6
19K =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)1
20Ca =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2
21Sc =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2(3d)1
30Zn =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2(3d)10
31Ga =(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 (4s)2(3d)10(4p)1
52
I A
VIII A
(1s)1
II A 2 III A 13 IV A 14 V A 15 VI A 16 VIIA17 (1s)2
(2s)1 (2s)2
III B 3 IV B 4 V B 5 VI B 6 VII B 7 VIII B 8 VIII B 9 VIII B 10 I B 11 II B 12
(2s)2(2p)1 (2s)2(2p)2 (2s)2(2p)3 (2s)2(2p)4 (2s)2(2p)5 (2s)2(2p)6
(3s)1 (3s)2 (3s)2(3p)1 (3s)2(3p)2 (3s)2(3p)3 (3s)2(3p)4 (3s)2(3p)5 (3s)2(3p)6
(4s)1 (4s)2 (4s)2(3d)1 (4s)2(3d)2 (4s)2(3d)3 (4s)1(3d)5 (4s)2(3d)5 (4s)2(3d)6 (4s)2(3d)7 (4s)2(3d)8 (4s)1(3d)10 (4s)2(3d)10 (4s)2(4p)1 (4s)2(4p)2 (4s)2(4p)3 (4s)2(4p)4 (4s)2(4p)5 (4s)2(4p)6
(5s)1 (5s)2 (5s)2(4d)1 (5s)2(4d)2 (5s)2(4d)3 (5s)1(4d)5 (5s)2(4d)5 (5s)2(4d)6 (5s)2(4d)7 (5s)2(4d)8 (5s)1(4d)10 (5s)2(4d)10 (5s)2(5p)1 (5s)2(5p)2 (5s)2(5p)3 (5s)2(5p)4 (5s)2(5p)5 (5s)2(5p)6
(6s)1 (6s)2 (6s)2(6p)1 (6s)2(6p)2 (6s)2(6p)3 (6s)2(6p)4 (6s)2(6p)5 (6s)2(6p)6
(7s)1 (7s)2 (7s)2(7p)1 (7s)2(7p)2 (7s)2(7p)3 (7s)2(7p)4 (7s)2(7p)5 (7s)2(7p)6
BLOQUE s BLOQUE d BLOQUE p
BLOQUE f
53
Los elementos se clasifican en grupos de acuerdo a dónde
se encuentra ubicado el último e-:
Además la T.P. se divide en GRUPOS (columnas) que
reciben su nombre según la suma de los e- de la CEE y en
los cuales los elementos tienen propiedades físicas y
químicas semejantes.
Cabe aclarar, que el H no es un metal alcalino y no posee
las mismas características que ellos. Sólo se coloca allí por
tener CE similar.
Al contrario, el He ES un gas noble (GN) aunque no posea
CEE de la forma (ns)2(np)6.
Los metales de transición no tienen nombres especiales. Al
igual que en los grupos A, su nombre viene dado por la
suma de los e- de la CEE.
(Recordar que son grupos B por tener su último e- en d).
último e- en s ó en p
Elementos Representativos
Grupos A
último e- en d
Metales de Transición
Grupos B
último e- en f
Metales de Transición
Interna
54
18
IA 1 VIIIA
H
IIA
2
GRUPOS B
IIIA 14 VA 16 VIIA
13 IVA 15 VIA 17
GA
SES NO
BLES o
GA
SES INER
TES (ns) 2(n
p) 6
META
LES ALC
ALIN
OS (n
s) 1
META
LES ALC
ALIN
O-TÉR
REO
S (ns) 2
TRIELO
S Ó G
RU
PO
DEL A
l (ns) 2(n
p) 1
GR
UP
O D
EL C (n
s) 2(np
) 2
GR
UP
O D
EL N (n
s) 2(np
) 3
CA
LCÓ
GEN
OS o
G. D
EL O (n
s) 2(np
) 4
HA
LÓG
ENO
S (ns) 2(n
p) 5
METALES
DE
TRANSICIÓN
METALES DE
TRANSICIÓN INTERNA
55
La forma general de la CEE de los Metales de Transición es:
CEE GRUPO
(ns)2((n-1)d)1 IIIB
(ns)2((n-1)d)2 IVB
(ns)2((n-1)d)3 VB
(ns)1((n-1)d)5 VIB
(ns)2((n-1)d)5 VIIB
(ns)2((n-1)d)6 VIIIB
(ns)2((n-1)d)7 VIIIB
(ns)2((n-1)d)8 VIIIB
(ns)1((n-1)d)10 IB
(ns)2((n-1)d)10 IIB
Además la T.P. se divide en PERÍODOS (filas). El nº de
período está dado por el n mayor de la CEE. Por ejemplo
el 22Ti tiene
CEE = (4s)2 (3d)2 entonces se encuentra en el 4º período
56
1º
2º
3º
4º Ti
5º
6º
7º
Observar que sólo en el caso de los GN el 1º elemento
(He) se encuentra en el 1º período; para el resto de los
representativos el 1º elemento se encuentra en el 2º
período, (por ejemplo el 2º halógeno se encuentra en el 3º
período).
Por último veamos donde se encuentran ubicados los
metales, los no metales y los metaloides que son los
elementos que no tienen propiedades bien definidas:
H
B
Si
Ge As
Sb Te
Po
57
Por todo lo visto, podemos ver que con sólo tener como
dato el Z, podemos hacer la CE y luego con la CEE sacar
grupo y período al que pertenece el elemento.
CEE = (3s)1 3º período, grupo IA ó 1
CEE = (4s)2 4º período, grupo IIA ó 2
CEE = (3s)2 (3p)2 3° período, grupo IVA ó 14
CEE = (5s)2 (5p)3 5º período, grupo VA ó 15
CEE = (2s)2 (2p)2 2º período, grupo IVA ó 14
CEE = (5s)1 5º período, grupo IA ó 1
A partir de la CEE indicar Grupo y Período
58
i) Z = 19 K
CE = (1s)2(2s)2(2p)6(3s)2(3p)6(4s)1 CEE = (4s)1 4º período
Gr. IA ó 1
ii) Z es una unidad mayor que la del 3º halógeno
El 3º halógeno es el Br (ojo!! 4º período) que tiene Z = 35
Entonces el elemento es el de Z = 36 (Kr)
CE = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 CEE = 4s24p6 4º período
Grupo VIIIA
iii) X2- isoelectrónico con Ne
El Ne tiene Z = 10 es decir, tiene 10 p+ y 10e- , por lo tanto, X2-
tiene 10 e-:
X2- 10 e- X (al igual que X2- ) posee 8 p+ ( O), y por tanto 8 e-
8 p+
CEX = (1s)2(2s)2(2p)4 CEE = (2s)2(2p)4 2º período
Grupo VIA ó 16
Notar que se pide grupo y período del elemento X y no
del anión X2- ya que aniones y cationes no se pueden
ubicar en la T.P.
Indicar Grupo y Período
59
FORMACIÓN DE IONES
Los iones formados serán isoelectrónicos con el GN
posterior ó anterior, según ganen ó pierdan e-
respectivamente.
H
CEE= (1s)1
Gana ó pierde
1 e-
Forma
H+ y H-
IA
Metales Alcalinos
CEE= (ns)1
Pierden 1 e-
Forman cationes monovalentes
X+
IIA
Me Alcalino-térreos
CEE= (ns)2
Pierden 2 e-
Forman cationes divalentes
X2+
VIIA
Halógenos
CEE= (ns)2(np)5
Ganan 1 e-
Forman aniones monovalentes
X-
VIA
Calcógenos
CEE= (ns)2(np)4
Ganan 2 e-
Forman aniones divalentes
X2-
60
i) X? X2+ isoelectrónicos
Cl-
17Cl- 17 p+ Entonces X2+ tiene 18 e-
18 e-
X2+ 18 e- Es decir que X2+ tiene 20 p+ y por tanto
20 p+ también X tiene 20 p+. Entonces X = Ca
ii) X? X2- isoelectrónicos
3º GN
3º GN = 18Ar El 18Ar tiene 18 p+ y 18 e-, entonces
X2- tiene 18 e-
X2- 18 e- X2- 16 p+ entonces X = S
16 p+ X
Identificar al elemento X si
i) X2+ es isoelectrónico con Cl-
ii) X2- es isoelectrónico con el 3° gas noble
iii) X2- es isoelectrónico con el ión que forma el 3° Metal alcalino
61
iii) X? Si su anión divalente es isoelectrónico con el catión que
forma el tercer metal alcalino.
X2- isoelectrónicos (3º Me alcalino = K)
19K+
19K+ 19 p+ X2- 18 e- X2- 16 p+
18 e- 16 p+ X
Por lo que X = S
62
PROPIEDADES PERIÓDICAS
En este curso veremos:
RADIO ATÓMICO (RA) ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI)
Luego veremos que con la EI se vinculan la
electronegatividad, la tendencia a formar aniones ó
cationes y el carácter metálico.
RADIO ATÓMICO (RA)
Es la distancia entre el centro del núcleo y el nivel
más externo. Para determinarlo se toma la mitad de la
distancia entre los núcleos de 2 átomos iguales. Se
mide en nanómetros nm (1nm = 1 10-9 m) ó en
picometros pm (1 pm = 1 10-12 m).
Variación del RA dentro de un grupo:
Analicemos el grupo IA:
Elemento Z=p+ (carga nuclear)
Zef (carga nuclear efectiva)
CEE Nivel (n)
3Li 3 1 2s1 2
11Na 11 1 3s1 3
19K 19 1 4s1 4
37Rb 37 1 5s1 5
55Cs 55 1 6s1 6
87Fr 87 1 7s1 7
63
Donde
Zef= carga nuclear efectiva= Z – n° de electrones internos
Niveles: 2
N° de electrones internos: 2
Zef= 3-2 = 1
3Li
Niveles: 3
N° de e- internos: 10
MAYOR EFECTO PANTALLA
Zef= 11-10 = 1
11Na
Como vemos dentro de un grupo, a medida que aumenta el
Z (carga nuclear), la carga nuclear efectiva permanece
constante, ya que a medida que aumenta el n° de protones
también aumenta el n° de electrones ubicados en las capas
internas. Es decir, el “efecto pantalla” que tiene que ver con
el apantallamiento producido por los electrones internos
(que “tapan” la carga nuclear que le llega a los electrones
de la última capa) va aumentando a medida que aumenta
el Z dentro de un grupo provocando que la carga nuclear
3
p+
11
p+
64
efectiva no varíe, es decir que a pesar de que el n° de
protones aumenta no aumenta la atracción del núcleo
por los electrones. Los electrones de las capas internas
son muy eficientes para apantallar la carga nuclear, pero
los electrones de la misma capa externa casi no se
apantallan unos con otros.
Por lo tanto, dentro de un mismo grupo, diremos que al
aumentar el Z, la carga nuclear efectiva no varía (debido al
aumento del efecto pantalla), aumenta el nivel y con él, el
tamaño del orbital, es decir el radio atómico:
Es decir: rLi ‹ rNa ‹ rK ‹ rRb ‹ rCs ‹ rFr
A mayor Z
igual Zef
mayor nivel
mayor efecto pantalla
mayor tamaño del orbital
mayor Radio Atómico
65
Cabe aclarar que aunque aumenta la carga nuclear, la
carga nuclear efectiva que produce una mayor atracción del
núcleo por el último e- NO VARÍA, el efecto más importante
es el aumento del tamaño del orbital debido al aumento de
nivel.
Variación del RA dentro de un período:
Elemento 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
Z (carga nuclear)
3 4 5 6 7 8 9 10
Zef (carga nuclear
ef) 1 2 3 4 5 6 7 8
CEE 2s1 2s2 2s22p
1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6
Nivel (n) 2
Analicemos el 2º período:
Niveles: 2
N° de electrones internos: 2
Zef= 3-2 = 1
3Li
Niveles: 2
N° de electrones internos: 2
Los 2 tienen el mismo efecto pantalla
4Be Zef= 4-2 = 2
3
p+
4
p+
66
Dentro de un período, a medida que aumenta el Z también
lo hace la carga nuclear efectiva ya que el n° de electrones
internos no varía (igual efecto pantalla). Por ello aumenta la
atracción del núcleo por los electrones ubicados en la
última capa y como consecuencia disminuye el radio
atómico.
Es decir: rLi › rBe › rB › rC › rN › rO › rF › rNe
Por lo tanto la variación del RA en la T.P. será de la
siguiente forma:
A mayor Z
igual nivel y efecto
pantalla
mayor Zef
mayor atracción
del núcleo
por los e-
menor Radio
Atómico
67
Si nos piden que comparemos el RA de 2 elementos que
no se encuentran ni en el mismo grupo, ni en el mismo
período, se busca un 3º elemento que conecte a ambos
para poder compararlos.
Comparar el rF con el rNa
En 1º lugar, ubicamos los elementos en la T.P.
Mayor RA
IA VIIA
Li F
Na
Mayor RA
rF ‹ rLi
rF ‹ rNa
rLi ‹ rNa
68
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI)
Es la mínima E que hay que entregar a un átomo gaseoso
para arrancarle su último e-.
Cuanto mayor es el radio atómico, significa que el último
electrón se encuentra más alejado del núcleo. Cuanto más
alejado esté el último electrón del núcleo menos atraído
estará por él, por lo tanto habrá que entregar menos
energía para poder arrancarlo.
Variación de la EI dentro de un grupo
Analicemos el grupo IA:
Elemento Z (carga nuclear) Zef CEE Nivel (n)
3Li 3 1 2s1 2
11Na 11 1 3s1 3
19K 19 1 4s1 4
37Rb 37 1 5s1 5
55Cs 55 1 6s1 6
87Fr 87 1 7s1 7
3Li
11Na
3
p+
11
p+
69
Niveles: 2 Niveles: 3
N° de electrones internos: 2 N° de e- internos: 10
Mayor efecto pantalla
Zef= 3-2 = 1 Zef= 11-10 = 1
Ultimo e- más lejos del
núcleo y menos atraído. Se debe entregar menos E para
arrancarlo.
El Na posee un radio mayor, por lo que su último electrón
está menos atraído que el del Li y por lo tanto habrá que
entregar menos energía para poder arrancarlo y formar el
catión.
A mayor Z
igual Zef
mayor nivel
mayor efecto pantalla
mayor tamaño del orbital
menor atracción del núcleo por el último e-
menor EI
70
Es decir: EILi › EINa › EIK › EIRb › EICs › EIFr
Variación de la EI dentro de un período
Analicemos el 2º período:
Elemento 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
Z (carga nuclear) 3 4 5 6 7 8 9 10
Zef 1 2 3 4 5 6 7 8
CEE 2s1 2s
2 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6
Nivel (n) 2
Niveles: 2
N° de electrones internos: 2
Zef= 1
3Li
Niveles: 2
N° de electrones internos: 2
Tienen igual efecto pantalla
4Be Zef= 2 Mayor carga nuclear
Mayor atracción por el e-
Se debe entregar más E para
arrancarlo
3
p+
4
p+
71
Es decir: EILi ‹ EIBe ‹ EIB ‹ EIC ‹ EIN ‹ EIO ‹ EIF ‹ EINe
Si los elementos a comparar no se encuentran ni en el
mismo grupo, ni en el mismo período, se procede igual que
con el RA.
Es decir que la EI varía en la T.P. de la siguiente forma:
Li Ne (mayor EI)
Fr
A mayor
z
igual nivel y efecto
pantalla
mayor Zef
mayor atracción
del núcleo
por los e-
mayor
EI
72
La EI está vinculada con otras propiedades:
Tendencia a formar cationes. Tendencia a formar aniones. Carácter metálico. Electronegatividad.
Ya que cuanta menos energía debo entregar para arrancar
el último e- es porque tiene más tendencia a producir
cationes, es decir, mayor carácter metálico.
Por otra parte, la electronegatividad es la capacidad de un
átomo de atraer hacia sí los e- de una unión con otro
átomo.
Los valores de las electronegatividades están dadas por la
escala de Pauling, donde se le asigna la máxima
electronegatividad al F con un valor de 4,0.
Menor EI Pierde e-
fácilmente Mayor tendencia a
formar cationes
Mayor carácter metálico
Menor tendencia a formar aniones
Menor electronegatividad
73
ENLACES Y COMPUESTOS QUÍMICOS
Por todo lo visto en la serie anterior resulta:
H
Vimos que los átomos tienden a unirse compartiendo ó
transfiriendo electrones de tal forma de completar el octeto
y así tener la CE del GN (8 electrones en el nivel más
externo). Tener en cuenta que el H se completa con 2
electrones.
De acuerdo a si el enlace se produce cuando se comparten
entre átomos pares de electrones, ó cuando se transfieren
electrones originando iones, el enlace será COVALENTE ó
IÓNICO.
METALES BAJA EI
CEDEN e- BAJA EL.
NO METALES
CAPTAN e-
ALTA EI
74
ENLACE COVALENTE
Se comparten pares de electrones.
Se da entre átomos de alta electronegatividad y su
diferencia de electronegatividades debe ser menor a 2.
Tomaremos como generalidad que se produce entre no
metales (NoMe) salvo que se indique lo contrario.
Se forman moléculas.
A partir de ahora trabajaremos sólo con los electrones de la
CEE, es decir que indicaremos el grupo para saber cuántos
electrones posee en la capa exterior.
Los marcaremos en forma de puntos alrededor del símbolo
(notación de Lewis:
Cl pertenece al grupo VIIA
H2 H ∙ ∙ H Estructura de Lewis
Para hacer la fórmula desarrollada pondremos una línea
( — ) por cada par de electrones compartidos.
H — H Fórmula desarrollada
75
Cl2
Cl — Cl
O2
O = O (enlace covalente doble)
N2 (enlace covalente triple)
Si la molécula está formada por átomos iguales, ambos
atraen por igual a los electrones de la unión por lo que
resulta que el enlace covalente será no polar (la
distribución de carga ó nube electrónica está distribuida en
forma simétrica). Si en cambio la molécula está formada
por átomos distintos, la distribución electrónica no será
simétrica y el enlace será polar.
Una unión covalente es más polar cuanto mayor es la
diferencia de electronegatividades de los átomos que se
unen.
76
Si la molécula está formada por más de 2 átomos,
podremos saber la polaridad del enlace pero para saber la
polaridad de la molécula debemos conocer su geometría.
SO2 (dióxido de azufre) S VIA O VIA
Distribuyo simétricamente O S O
Distribuyo los electrones de afuera hacia adentro. El O necesita 2 electrones
que se los da el S por medio de un enlace doble
El S recibió los 2 electrones del O y quedó completo
Por lo tanto comparte sus 2 electrones con el otro O
pero no recibe electrones de éste, formando un
enlace covalente dativo ó coordinado que se indica
con una flecha en la fórmula desarrollada.
77
O = S O
Por lo tanto la molécula de dióxido de azufre posee 2
enlaces covalentes polares, uno doble y otro
coordinado.
Más adelante veremos que la molécula también es
polar.
CH4 (metano) C: IVA
Cada enlace C-H resulta covalente polar, aunque
veremos más adelante que la molécula de metano es
no polar.
78
CO2 (dióxido de carbono)
El O necesita 2 electrones que se los da el C y forman
un enlace covalente doble
Entonces resulta
Cada enlace C-O será covalente polar pero la molécula
será no polar debido a su geometría lineal. (Esto lo
veremos en el tema Geometría Molecular y polaridad).
P2O5 (pentóxido de difósforo) P : VA
Ordenamos simétricamente:
79
Empezamos a ubicar los electrones de afuera hacia
adentro:
El O quedó completo y el P también, entonces el P se
unirá a los otros 2 O por medio de un enlace covalente
dativo y un enlace covalente simple:
Ahora se completa simétricamente:
Estructura de Lewis
F. desarrollada
80
Oxoácidos: HxNoMeOy
Aquí la distribución no es la más simétrica, sino que
siempre se ubica al NoMe en el centro, se lo rodea de los O
y los H van unidos a los O:
H2SO3 ácido sulfuroso S: VIA nº oxidación S: -2,+4,+6
(+4 corresponde al n º de electrones que forman parte de
los enlaces).
Se comienza de afuera hacia adentro: a cada H le falta 1
electrón que se lo da el O por un enlace simple. Entonces a
esos O le falta 1 sólo electrón que se los da el S por medio
de un enlace simple:
El S queda completo (6 electrones propios y 2 que acaba
de recibir):
NoMe
O
H
81
Por lo tanto se une al último O por medio de un enlace
dativo:
Notar que de los 6 electrones del S sólo 4 formaron enlaces
por lo que su nº de oxidación es +4.
HBrO ácido hipobromoso Br: VIIA nº oxidación: -1,+1,+3,
+5, +7
Se usa la terminación OSO para el menor nº oxidación y
ICO para el mayor.
Si- como en el caso de los halógenos- tienen 4 nº
oxidación Se agregan los prefijos HIPO para el menor y
PER para el mayor.
Ojo! Aunque en la fórmula el H está al lado del Br, recordar
que en estas estructuras, el H va unido al O:
82
Notar que de los 7 electrones del Br sólo uno forma enlace,
por lo que el nº oxidación del Br es +1.
ENLACE IÓNICO
Se transfieren electrones.
Se da entre elementos que posean una diferencia de
electronegatividad mayor que 2.
Se forman redes cristalinas entre iones, NO MOLÉCULAS.
Diremos que generalmente se da entre metales (Me) y no
metales (NoMe).
NaCl (cloruro de sodio) Na: IA (Me) Cl: VIIA (NoMe)
Na ∙ e- Na+ catión sodio
anión cloruro
Como el Na cede 1 electrón y el Cl lo capta:
83
NaNa
CaS (sulfuro de calcio) Ca: IIA (Me) S: VIA (NoMe)
∙ Ca ∙ e- Ca2+ catión calcio
Ca2+ 2-
Ca2+ 2-
MgCl2 cloruro de magnesio Mg: IIA (Me) Cl: VIIA
(NoMe)
Como el Mg cede 2 e- y el Cl capta sólo 1, se necesitan 2
Cl:
Mg 22+
Mg 22+
Co2O3 óxido de cobalto (III) Co: Me de transición
Nº ox: +2, +3
O : VI A
84
2-
Co23+
32-
Co23+
3
ESTRUCTURA DE LEWIS DE IONES
NO3- oxoanión nitrato N: VA nº oxidación N: -3, +3,+5
(en estas estructuras el NoMe tiene nº oxidación
positivo).
Comenzamos por ubicar los O alrededor del N y colocar el
electrón que corresponde a la carga negativa. Este electrón
siempre se ubica sobre el O (por ser el más
electronegativo); nunca sobre el átomo central.
Como el O tiene además 6 electrones sólo le falta uno que
se lo da el N por medio de un enlace simple:
85
El N tiene 5 electrones propios y acaba de ganar uno, por
lo que le faltan 2 electrones.
No puede recibir uno de cada O porque, en ese caso, los O
quedarían con 7 electrones. Por lo tanto, debe recibir los 2
electrones del mismo O por medio de un enlace doble y
realizar un enlace dativo con el O restante:
NH4+ catión amonio
H∙ H+ + 1 e-
El H pierde 1 electrón y queda sin ninguno, por lo que
necesita 2 electrones que se los da el N por medio de un
enlace covalente dativo. La carga positiva no se pone sobre
el H sino afuera del corchete:
86
Su fórmula desarrollada será entonces:
ESTRUCTURAS DE OXOSALES (MeNoMeO)
Recordar que en las oxosales el NoMe siempre actúa con
estado de oxidación positivo.
Forman compuestos con enlaces iónicos, ya que
resulta de la unión de Me y NoMe.
NaNO2 nitrito de sodio Na: IA Me +1
N: VANoMe -3, +3, +5 coval. iónico
O: VIA NoMe -2
Como regla general debemos saber que
(NoMeO) tendrá una carga negativa (NoMeO)- si el
NoMe pertenece a un grupo impar y tendrá dos cargas
negativas (NoMeO)2- si el NoMe pertenece a un grupo
par.
87
Además, como el Na tiene una carga positiva, todo el resto
(NO2) debe tener una carga negativa:
NaNa
Del mismo modo que antes, completamos el oxoanión:
NaNa
Por lo que su fórmula desarrollada será:
NaNa
CaSO4 sulfato de calcio Ca: IIA Me +2
S: VIA NoMe -2, +4, +6
O: VIA NoMe -2
No Me
Grupo impar
(NoMeO)-
No Me
Grupo par
(NoMeO)2-
88
Por lo dicho anteriormente, el Ca tendrá 2 cargas positivas
y el (SO4) dos cargas negativas: Ca2+ y (SO4)2-
Ca2+
2-
Ca2+
2-
Fe(ClO3)2 clorato de hierro(II) Fe: Me de transición +2
Cl: VIIA NoMe -1, +1, +3, +5, +7
Fe2+
2Fe2+
2
Su fórmula desarrollada será:
Fe2+
2Fe2+
2
En donde decimos que entre el Fe2+ y el (ClO3)- hay unión
iónica y además tenemos 2 enlaces covalentes simples y 4
enlaces covalentes dativos.
89
Co2(SO3)3 sulfito de cobalto(III) Co: Me de transición +3
S: VIA NoMe -2, +4, +6
Co23+
3
2-
Co23+
3
2-
90
ESTRUCTURAS DE HIDRÓXIDOS: Me(OH)x
El estado de oxidación del Me coincide con el valor de x.
El grupo oxhidrilo (OH)- siempre tiene carga -1.
Ag(OH) hidróxido de plata Ag: Me de transición +1
O: VIA NoMe -2
H NoMe -1, +1
El H solo actúa con estado de oxidación -1 cuando se
combina con Me.
La Ag queda con una carga positiva y el electrón que
perdió lo capta el O del (OH)-.
AgAg
Pb(OH)2 hidróxido de plomo(II) Pb: IVA Me ojo! +2, +4
Pb2+
2Pb2+
2
91
K3PO4 ortofosfato de potasio K: IA Me +1
P: VA NoMe -3, +3, +5
Ojo!! El anión ortofosfato tiene 3 cargas negativas (PO4)3- a
pesar de que el P pertenece al grupo VA.
3-
K3
3-
K3
PROBLEMA: formar un oxoanión TRIATÓMICO (3 átomos
en total, NO 3 átomos de O) del 1º elemento del grupo 15
(VA).
92
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
Para entender este tema es necesario conocer los números
de oxidación que, como dijimos anteriormente
corresponden al n º de e- que forman parte de los enlaces
químicos.
En todas las fórmulas se ubica adelante el metal (Me) ó el
de estado de oxidación positivo y atrás el de estado de
oxidación negativo.
La suma de los n º de ox de un compuesto neutro debe
ser cero.
Números de oxidación
IA
H
+1
HNoMe
-1
MeH
Resto del grupo
+1
IIA
+2
VA
-3
En binarios sin O
+3 y +5
En binarios con O y en ternarios
VIA
O
-2
El resto
-2
En binarios sin O
+4 y +6
En binarios con O y en ternarios
VIIA
F
-1
El resto
-1
En binarios sin O
+1,+3,+5,+7
En binarios con O
y en ternarios
93
COMPUESTOS BINARIOS
La suma de los n°de oxidación es
cero en un compuesto neutro
+2+6-8=0
+1+6-2
H2SO4
La suma de los n° de oxidación es
igual a la carga del ión
+4-6=-2
+4-2
SO32-
Metal
Nº de oxidación POSITIVO
Me + NoMe
unión IÓNICA
Me+[NoMe]-
O
-2
Me + O
unión IÓNICA
NoMe O
unión
COVALENTE
94
HIDRUROS: MeHx H: -1
¿Qué pasos se deben seguir para encontrar la fórmula y el
nombre?
Supongamos que queremos conocer la fórmula del hidruro formado por sodio (Na) e hidrógeno (H).
Buscamos los números de oxidación: H: -1 Na:+1
Ubicamos el metal adelante y el hidrógeno atrás según MeHx donde x coincide con el número de oxidación del sodio:
NaH (cuando la x=1 no se coloca el 1)
El nombre será: hidruro de sodio (no se aclara el número de
oxidación del sodio ya que posee un solo
número de oxidación).
Otra forma de obtener la fórmula es cruzando los números
de oxidación sin tener en cuenta los signos, de esta forma
se logra obtener la fórmula ya que la suma de los números
de oxidación dará cero.
Hidruros Hidruro de Metal(n° de oxidación)
MeH Unión iónica
Hidrácidos No Metaluro de hidrógeno
HNoMe Unión
covalente
Óxidos Básicos
Óxido de Metal (n° de oxidación)
MeO Unión iónica
Óxidos Ácidos
Óxido de No Metal (n° de oxidación)
NoMeO Unión
covalente
Sales No Metaluro de Metal (n°
de oxidación) MeNoMe Unión iónica
95
+1 -1
NaH Como son unos, no se colocan.
En este caso en particular debíamos notar que con un
átomo de cada uno, la suma de los números de oxidación
da cero. Por lo tanto esa es la fórmula.
Si queremos combinar el hidrógeno con el magnesio (Mg) seguimos los siguientes pasos:
Buscamos los números de oxidación: H:-1 Mg:+2
Formamos el hidruro según MeHx donde x coincide con el número de oxidación del magnesio:
MgH2
También lo podría obtener cruzando los números
de oxidación:
+2 -1
MgH es decir, MgH2
Su nombre es: hidruro de magnesio
Si el metal es el hierro (Fe) vemos en la tabla periódica que posee dos números de oxidación que son +2 y +3. Se formarán entonces dos hidruros distintos, uno
cuando el hidrógeno se combine con el hierro con
96
número de oxidación +2 y el otro cuando lo haga con
el hierro con +3.
Los mismos serán: FeH2 y FeH3.
¿Podremos entonces simplemente llamarlos a ambos
“hidruro de hierro”?
Por supuesto que no, ya que debemos distinguir uno
de otro.
Por ello se llamarán hidruro de hierro (II) e hidruro
de hierro (III) respectivamente, en donde el (II) y el
(III) corresponden a los números de oxidación del
hierro en cada caso.
Es importante remarcar que de ninguna manera
corresponde a la atomicidad que tiene el hierro en la
fórmula, es decir, no significa que en la fórmula se
deben poner dos o tres átomos de hierro.
Átomos Est. de ox.
del Me
Fórmula
Nombre:
Hidruro de Me(n º ox.)
Na, H +1 +1-1
NaH NaH Hidruro de sodio
Ca, H +2 +2-1
CaH CaH2 Hidruro de calcio
Fe, H +2, +3 +2-1
FeH FeH2 Hidruro de hierro(II)
Fe, H +2, +3 +3-1
FeH FeH3 Hidruro de hierro(III)
Zn, H +2 +2-1
ZnH ZnH2 Hidruro de cinc
Sólo en los casos en donde el Me tenga más de un n º
de oxidación.
* Se colorea el utilizado
** SE FORMA CRUZANDO LOS N º DE OXIDACIÓN:
97
HIDRÁCIDOS: HxNoMe H: +1 NoMe: negativo
A los compuestos binarios formados por hidrógeno (H) y un
no metal del grupo VIA o VIIA se los llaman hidrácidos
(excepto cuando se combina con oxígeno para formar H2O
que obviamente se llama agua.).
Su fórmula general es HxNoMe en donde x coincide con el
número de oxidación del no metal.
En estos casos el número de oxidación del hidrógeno es +1
y por ello se escribe adelante en la fórmula y el no metal
actúa con número de oxidación negativo.
Como los no metales tienen un único número de oxidación
negativo no se aclara en el nombre dicho número.
Debido a que en los compuestos binarios sin oxígeno se le
pone la terminación “uro” al más electronegativo, estos
compuestos se denominan “Nometaluro de hidrógeno”.
Por ejemplo, si el no metal es el cloro, será cloruro de
hidrógeno, si es azufre, sulfuro de hidrógeno y así
sucesivamente.
Si queremos combinar el cloro con el hidrógeno, tomamos para el hidrógeno el número de oxidación positivo (+1) y para el cloro el número de oxidación negativo (-1), si bien el cloro posee cuatro números de
Fe 3+
3 H-
FeH3
98
oxidación positivos (+1, +3, +5 y +7) posee un único número de oxidación negativo que es (-1).
H: +1 Cl:-1
Los combinamos según HxNoMe en donde x es uno,
por lo tanto será: HCl.
También lo podríamos deducir a partir de que
poniendo un átomo de cada uno, los números de
oxidación suman cero y por tanto esa es la fórmula.
+1-1
HCl
O también podíamos cruzar los números de oxidación
(sin poner los signos):
+1-1
HCl por lo cual la fórmula es HCl.
Para dar el nombre, simplemente se pone la
terminación “uro” al no metal y por ello, se trata del
cloruro de hidrógeno.
La unión entre el cloro y el hidrógeno es covalente.
Por lo tanto es una molécula:
Si queremos conocer la fórmula del sulfuro de hidrógeno, sabemos que el hidrógeno actúa con número de oxidación +1 y buscamos el azufre en la tabla periódica. Vemos que el azufre posee tres números de oxidación que son: -2, +4, y +6.
99
En los hidrácidos el no metal actúa con número de
oxidación negativo. En este caso el azufre actúa con
número de oxidación -2.
Armamos la fórmula sabiendo que debe responder a
la forma HxNoMe en donde x coincide con el número
de oxidación del no metal (sin el signo), por lo que
será: H2S.
Otra forma es cruzando los números de oxidación:
+1-2
HS Es decir su fórmula es H2S
Es un compuesto covalente.
En estos casos el NoMe siempre actúa con n º de ox.
NEGATIVO.
Átomos
Est. de ox.
del NoMe
Fórmula
Nombre tradicional
Ácido NoMetalhídrico
Nombre IUPAC
NoMetaluro de hidrógeno
Cl, H -1 HCl Ácido clorhídrico Cloruro de
hidrógeno
Br, H -1 HBr Ác. bromhídrico Bromuro de
hidrógeno
S, H -2 H2S Ácido sulfhídrico Sulfuro de
hidrógeno
Se, H -2 H2Se Ácido
selenhídrico Seleniuro de
hidrógeno
100
Existen también otro tipo de compuestos formados por H y
no metal que no son hidrácidos.
En particular los elementos del grupo VA con el H forman
compuestos que son bases y tienen nombres especiales
como:
NH3: amoníaco
PH3: fosfina
AsH3: arsina
Por otro lado, los elementos del grupo IVA, cuando se unen
a H también tienen nombres especiales:
CH4: metano
SiH4: silano
Y el B del grupo IIIA forma el BH3 cuyo nombre es borano.
(El resto de los elementos del grupo IIIA son metales).
101
ÓXIDOS METÁLICOS (óxidos básicos): MeO (O:-2)
Los compuestos binarios formados por oxígeno y algún
metal se denominan óxidos metálicos u óxidos básicos.
Se los denomina óxidos básicos debido a que cuando
reaccionan con agua forman sustancias llamadas
hidróxidos que son básicas es decir poseen un pH mayor a
7.
Los mismos se escriben de la forma general MeO.
El metal se escribe adelante en la fórmula por ser el más
electropositivo de los dos.
El metal sólo tiene números de oxidación positivos y el
oxígeno siempre actúa con número de oxidación -2.
Se denominan óxido de metal, aclarando el número de
oxidación del metal entre paréntesis y con números
romanos sólo en aquellos casos en los que el metal posea
más de un número de oxidación.
Para obtener la fórmula, se deben cruzar los números de
oxidación.
Si queremos formular y nombrar al compuesto binario formado por oxígeno y potasio debemos seguir los siguientes pasos: Buscamos el o los números de oxidación del
metal, es decir, en nuestro caso del potasio: K: +1
Como tiene un solo número de oxidación, éste no se aclara en el nombre. Se llama: óxido de potasio.
Se cruzan los números de oxidación:
102
+1-2
KO por lo tanto la fórmula es: K2O
Para formular y nombrar al óxido formado por oxígeno y calcio seguimos los siguientes pasos: Buscamos el o los números de oxidación del
calcio: Ca: +2 Como el calcio tiene un único número de
oxidación, el mismo no se aclara en el nombre. Se nombra: óxido de calcio.
Se cruzan los números de oxidación:
+2-2
CaO resulta: Ca2O2, se simplifica y resulta CaO
(Si al poner los números de oxidación notábamos
que la suma de los números de oxidación daba
cero, no hacía falta cruzar y simplificar ya que si
la suma da cero, corresponde a la fórmula).
Como resulta de la unión entre un Me y O que es
un NoMe la unión es iónica (NO FORMA
MOLÉCULAS):
2+ 2-
¿Existe el óxido de oro? Buscamos el o los números de oxidación del oro
(Au). Au: +1 y Au:+3
103
Como el oro posee más de un número de oxidación no existe el óxido de oro, sino que existen el óxido de oro (I) y el óxido de oro (III).
Para obtener sus fórmulas cruzamos los números de oxidación:
+1-2
AuO Au2O que se nombra óxido de oro (I)
+3-2
AuO Au2O3 que se nombra óxido de oro (III)
Es importante remarcar que el numeral de stock
corresponde al número de oxidación del metal y no a la
atomicidad del metal. Es decir, por ejemplo, no significa
que hay tres átomos de oro en la fórmula sino que el
número de oxidación del oro es +3.
Átomos Est. de ox.
del Me Fórmula
Nombre Óxido de Me(n º ox.)
K, O +1 +1-2
KO K2O Óxido de potasio
Mg, O +2 +2 -2
MgO MgO Óxido de magnesio
Au, O +1, +3 +1 -2
AuO Au2O Óxido de oro(I)
Au, O +1, +3 +3 -2
AuO Au2O3 Óxido de oro(III)
Ag, O +1 +1 -2
AgO Ag2O Óxido de plata
104
Óxidos NO METÁLICOS (óxidos ácidos): NoMeO (O:-2)
A los compuestos binarios formados por oxígeno y algún
no metal se los llama óxidos no metálicos u óxidos
ácidos.
La denominación de óxidos ácidos la reciben debido al
hecho de que cuando se los introduce en agua forman
otras sustancias llamadas oxoácidos que tienen un pH
menor a 7.
Los mismos tienen fórmula general NoMeO.
En los mismos el oxígeno actúa con número de oxidación -
2 y el no metal con número de oxidación positivo (excepto
en el caso del flúor que es el único elemento más
electronegativo que el oxígeno), por lo tanto el no metal se
ubica adelante en la fórmula.
La fórmula se obtiene cruzando los números de oxidación.
El nombre es óxido de no metal aclarando siempre el
número de oxidación del no metal.
Si queremos combinar el oxígeno con el cloro debemos buscar los números de oxidación del cloro. Sus números de oxidación son -1, +1, +3, +5 y +7. El -1 se descarta ya que es el oxígeno el que actúa
con número de oxidación negativo y el cloro debe
actuar entonces con número de oxidación positivo.
Por lo tanto, existen cuatro óxidos de cloro diferentes
que se obtienen cruzando los números de oxidación
(todos son compuestos covalentes por lo que forman
moléculas):
105
+1-2
ClO Cl2O cuyo nombre es óxido de cloro (I)
+3-2
ClO Cl2O3 óxido de cloro (III)
+5-2
ClO Cl2O5 óxido de cloro (V)
+7-2
ClO Cl2O7 óxido de cloro (VII)
Debemos recordar que el número de oxidación es el
número de electrones que forman parte de la unión
química.
Si bien el cloro se encuentra en el grupo VIIA de la
tabla periódica, es decir, posee siete electrones en su
última capa, no siempre participan los siete de las
uniones.
Veamos cada caso:
Óxido de cloro (I): Cl2O
106
En este caso cada cloro actúa con número de oxidación +1,
ya que sólo uno de sus siete electrones participa de la
unión covalente simple.
Óxido de cloro (III): Cl2O3
En este caso, el cloro actúa con número de oxidación +3
ya que tres de sus siete electrones están formando parte
de las uniones en cada caso (uno forma una unión
covalente simple y los otros dos una unión covalente dativa
o coordinada).
Óxido de cloro (V): Cl2O5
Aquí el cloro está actuando con número de oxidación +5 ya
que de sus siete electrones, uno forma una unión covalente
simple y los otros cuatro, dos uniones covalentes dativas.
107
Óxido de cloro (VII): Cl2O7
En este caso los siete electrones de cada cloro participan
de las uniones por lo que el número de oxidación del cloro
es +7.
En estos casos el NoMe actúa con n º de oxidación
POSITIVO.
Átomos
Est. de ox. del
NoMe
Fórmula
Nombre Óxido de NoMe
(n º de ox.) ó por atomicidad
Cl, O +1, +3, +5, +7 +1-2 ClO
Cl2O Óxido de cloro(I) Monóxido de dicloro
Cl, O +1, +3, +5, +7 +7-2 ClO
Cl2O7 Óxido de cloro(VII) Heptóxido de dicloro
P, O +3, +5 +5-2 PO
P2O5 Óxido de fósforo(V) Pentóxido de difósforo
S, O +4, +6 +6-2 SO
SO3 Óxido de azufre(VI) Trióxido de azufre
108
SALES BINARIAS: MeNoMe
Los compuestos binarios formados por un metal y un no
metal se denominan sales.
En ellas el metal es el que tiene el número de oxidación
positivo y el no metal actúa con número de oxidación
negativo. Por ello su fórmula general es MeNoMe.
La misma se obtiene cruzando los números de oxidación.
Al no metal se le pone la terminación “uro” que corresponde
al más electronegativo y por lo tanto su nombre es
nometaluro de metal aclarando el número de oxidación
del metal sólo en aquellos casos en donde el metal posea
más de un número de oxidación.
Para formular y nombrar a la sal formada por el sodio (Na) y el cloro (Cl) buscamos los números de oxidación de ambos (teniendo en cuenta que el no metal, en este caso el cloro, actúa con número de oxidación negativo). Na: +1 Cl: -1
Luego, simplemente cruzamos los números de
oxidación:
+1 -1
NaCl su fórmula es NaCl y su nombre es cloruro
de sodio.
No se aclara el número de oxidación del sodio ya que
sólo posee un número de oxidación.
El cloruro de sodio es un compuesto iónico.
109
NaNa
No forma moléculas sino que forma redes cristalinas.
Para formular y nombrar a la sal formada por calcio y azufre buscamos los números de oxidación en la tabla periódica: Ca: +2 y S:-2 Como en este caso la suma de los números de
oxidación da cero, la fórmula es CaS y su nombre es
sulfuro de calcio (no se aclara el número de
oxidación del calcio ya que sólo tiene un número de
oxidación).
¿Cómo se formula el bromuro de níquel (II)? Buscamos los números de oxidación del bromo y del
níquel. El bromo actúa con número de oxidación -1 (si
bien tiene otros números de oxidación positivos no se
tienen en cuenta para la formación de las sales) y el
níquel tiene números de oxidación +2 y +3 pero en este
caso debemos formular el bromuro de níquel (II) por lo
que el níquel está actuando con +2.
Luego cruzamos éstos números:
+2 -1
NiBr y resulta: NiBr2
110
¿Cómo se nombra el siguiente compuesto Ni2Se3?
En primer lugar buscamos los números de oxidación de
níquel y del selenio.
Ni: +2, +3 y Se: -2 (los positivos no los tenemos en
cuenta).
Basándonos en el selenio que es el que posee un único
número de oxidación averiguamos el de níquel sabiendo
que la suma de los números de oxidación debe dar cero.
Como cada selenio tiene -2, los tres selenios nos dan -6.
+6 -6
? -2
Ni2Se3
Por ello, los dos de níquel dan +6 y por lo tanto, cada
níquel actúa con +3.
Por lo tanto, el nombre es seleniuro de níquel (III).
¿No hubiéramos llegado a la misma conclusión si tan
sólo cruzábamos las atomicidades para obtener los
números de oxidación?
En éste caso sí.
+3 -2
Ni2Se3
111
Pero esto no siempre es así. Por ejemplo, la fórmula del
sulfuro de plomo (IV) es PbS2. En el mismo, los números
de oxidación del plomo y del azufre son +4 y -2
respectivamente.
+4-2
PbS2
Si tan sólo hubiéramos cruzado las atomicidades,
llegaríamos a números de oxidación erróneos.
+2 -1
PbS2 NO ES CORRECTO
En estos casos el NoMe actúa con n º de oxidación
NEGATIVO y por ello lleva la terminación URO.
Se aclara únicamente el n º de oxidación del Me y sólo
cuando este último posea más de uno.
Átomos Est. de ox.
del Me
Est. de ox.del NoMe
Fórmula Nombre NoMetaluro de
Me(nº ox)
Li, Cl +1 -1 +1-1 LiCl
LiCl Cloruro de litio
Ba, S +2 -2 +2-2 BaS
BaS Sulfuro de bario
Ni, Br +2, +3 -1 +2-1 NiBr
NiBr2 Bromuro de níquel(II)
Ni, Se +2, +3 -2 +3-2 NiSe
Ni2Se3 Seleniuro de níquel(III)
112
COMPUESTOS TERNARIOS
HIDRÓXIDOS: Me(OH)x (OH)-: oxhidrilo
El oxhidrilo siempre posee una carga negativa (OH)-, por lo
que x siempre coincidirá con el n º de oxidación del Me.
La fórmula también se puede obtener cruzando los
números de oxidación del Me y del OH-.
+2 -1
Pb(OH) es decir, Pb(OH)2
Y su unión es iónica:
Pb2+
2Pb2+
2
HIDRÓXIDOS Me(OH)x
Hidróxido de Me (nº
oxidación) Unión IÓNICA
OXOÁCIDOS HNoMeOx ó H2NoMeOx
Ácido NoMe OSO/ICO
Unión COVALENTE
OXOSALES MeNoMeO NoMe
ITO/ATO de Me (nº ox.)
Unión IÓNICA
SALES ÁCIDAS
MeHNoMe Hidrógeno
NoMeURO de Me (nº ox.)
Unión IÓNICA
113
Su nombre es hidróxido de plomo (II).
El oxhidrilo siempre posee una carga negativa (OH)-, por lo
que x siempre coincidirá con el n º de oxidación del Me.
Átomos Est. de ox. del Me
Fórmula Nombre Hidróxido de Me(n º ox.)
Na, O, H +1 +1 -1 Na(OH)
NaOH Hidróxido de sodio
Cu, O, H +1, +2 +1 -1 Cu(OH)
CuOH Hidróxido de cobre(I)
Cu, O, H +1, +2 +2 -1 Cu(OH)
Cu(OH)2 Hidróxido de cobre(II)
Pb, O, H +2, +4 +4 -1 Pb(OH)
Pb(OH)4 Hidróxido de plomo(IV)
OXOÁCIDOS: HxNoMeOy H: +1 O: -2 NoMe: positivo
En estos casos el NoMe actúa con nº de oxidación
POSITIVO.
Átomos Est. de ox. del NoMe
Fórmula *
Nombre Ácido ...NoMetal...
H,Cl,O +1, +3, +5, +7 +1+1-2 HClO
HClO Acido hipocloroso
H,Cl,O +1, +3, +5, +7 +1+3-4 HClO
HClO2 Ácido cloroso
H,Cl,O +1, +3, +5, +7 +1+5-6 HClO
HClO3 Ácido clórico
H,Cl,O +1, +3, +5, +7 +1+7-8 HClO
HClO4 Ácido perclórico
H, S, O +4, +6 +2+4-6 H2SO
H2SO3 Ácido sulfuroso
H, S, O +4, +6 +2+6-8 H2SO
H2SO4 Acido sulfúrico
114
*Para sacar el n º de oxidación del NoMe se procede de la
siguiente forma:
H2SO3 H:+1 O: -2 S: x? +4 ó +6?
2 .(+1) + 1 . x + 3 . (-2) = 0
2 + x - 6 = 0
x - 4 = 0 entonces x = +4
Otra forma puede ser:
+2 ? -6 = 0
+1 -2
H2SO3
Para que la suma de cero, el S debe tener n° de oxidación
+4.
Esto también se puede deducir de su estructura de Lewis
recordando que como son todos no metales la unión será
covalente y que el H va unido al O:
Para saber la fórmula a partir del nombre debemos utilizar
la siguiente regla:
115
Por ejemplo: ácido nitroso
1. Buscamos n º de oxidación del N: +3, +5 impar 2. Como el nombre termina en oso tomamos el menor:
+3
3. Armamos la fórmula: HNOx 4. +4 -4
+1+3 -2
HNOx
Por lo tanto debe ser x = 2
O despejamos:
Despejamos x sabiendo que la suma de los n º de
oxidación debe ser 0 y que el n º de oxidación del O es -2 y
el del H es +1.
1 . (+1) + 1 . (+3) + x . (-2) = 0
1 + 3 - 2x = 0
4 - 2x = 0
entonces x = 2
No Me
n° de oxidación impar
HNoMeOx
No Me
n° de oxidación par
H2NoMeOx
116
Por lo tanto la fórmula del ácido nitroso es HNO2
Ácido carbónico
1. N º ox del C: +4 par 2. H2COx 3. Despejamos x x = 3 4. H2CO3
+2 +4 -6
+1 -2
H2COx
Por lo tanto, x debe ser 3.
OXOÁCIDOS DEL P
El P se comporta de manera especial ya que sus óxidos
son capaces de combinarse con 1, 2 ó 3 moléculas de
H2O formando 3 oxoácidos distintos cada uno. Lo
ejemplificaremos con el óxido de fósforo(V): P2O5
P2O5 + H2O 2 HPO3 ácido metafosfórico
P2O5 + 2 H2O H4P2O7 ácido pirofosfórico
P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 ácido ortofosfórico
117
OXOSALES: MexNoMeOy O: -2 NoMe: n º ox positivo
Para formarlas nos fijamos en el grupo del NoMe. Si
pertenece a um grupo impar el oxoanión tendrá uma carga
negativa, pero si pertenece a um grupo par el oxoanión
tendrá 2 cargas negativas:
Por ejemplo, si queremos escribir la fórmula del nitrito de
sodio, seguimos los siguientes pasos:
Buscamos el grupo del N en la tabla periódica: grupo VA, es un grupo impar, por lo que el oxoanión tendrá una carga negativa: (NOx)
- Si es el nitrito, como los n° de oxidación del N son +3
y +5, se trata del N con +3 ya que es el menor. Por lo tanto: +3
(NOx)-
Para que el oxoanión tenga una carga negativa, el O
debe tener -4: +3 -4
(NOx)-
Pero sabemos que cada O tiene -2, por lo que se
necesitan 2 O:
No Me
Grupo impar
(NoMeOx)-
No Me
Grupo par
(NoMeOx)2-
118
(NO2)-
Por último, debemos combinar al nitrito con el Na+. Como el Na tiene una carga positiva y el nitrito una carga negativa, necesitamos uno de cada uno:
NaNO2
Si queremos formar el sulfito de plata:
Buscamos el S en la tabla periódica. Grupo VIA, que es par, por lo tanto el oxoanión tendrá 2 cargas negativas: (SOx)
2- Como se trata del sulfito y los n° de oxidación del S
son +4 y +6, el S está actuando con +4: +4 (SOx)
2-
Por lo tanto el O tiene -6 y como cada O es -2 debe haber tres O: (SO3)
2-
Sólo falta combinar el sulfito que posee 2 cargas negativas con la plata que posee una carga positiva (Ag+). Para que quede neutro se necesitan 2 de Ag:
Ag2SO3
Si en cambio, nos dan la fórmula y con ella debemos dar el
nombre, se procede de la siguiente forma:
Si queremos el nombre de Fe(ClO3)2, buscamos el Cl en la tabla periódica, se encuentra en el grupo VIIA, por ello, el oxoanión tendrá una carga negativa: (ClO3)
-
Deducimos el n° de oxidación del Cloro debe ser +5, ya que la suma de los n° de oxidación de un ión nos debe dar igual a la carga del ión:
119
+5 -6 = -1
-2
(ClO3)-
Nos resta combinarlo con el Fe2+ entonces será Fe(ClO3)2
Las oxosales son compuestos iónicos:
Fe(ClO3)2 clorato de hierro(II) Fe: Me de transición +2
Cl: VIIA NoMe -1, +1, +3, +5, +7
Fe2+
2Fe2+
2
Átomos
Est. de ox.
del Me
Est. de ox.
del NoMe
Fórmula
Nombre NoMetalito/ato
de Me(n º ox)
Na, N,O +1 +3, +5 +1 -1
Na(NO2)
NaNO2
Nitrito de sodio
Ca, C, O +2 +4 +2 -2
Ca(CO3)
CaCO3
Carbonato de calcio
Ag ,S, O +1 +4, +6 +1 -2
Ag(SO3)
Ag2SO3
Sulfito de plata
Fe, Cl, O +2, +3 +1,+3,+5,+7 +2 -1
Fe(ClO3)
Fe(ClO3)2
Clorato de hierro(II) (ver Lewis)
Fe, S, O +2, +3 +4, +6 +3 -2
Fe(SO4)
Fe2(SO4)3
Sulfato de hierro(III)
Ni, I, O +2, +3 +1,+3,+5,+7 +3 -1
Ni(IO4)
Ni(IO4)3
Periodato de
niquel(III)
120
SALES ÁCIDAS Me(HNoMe)x H: +1 NoMe: n ºox negativo
Son compuestos iónicos, como siempre el metal actuará
con número de oxidación positivo. El no metal siempre
estará unido al hidrógeno formando un anión. Para que se
forme una sal ácida el no metal deberá tener n° de
oxidación -2 o -3.
Átomos Est. de ox. del Me
Est. de
ox.del NoMe
Fórmula Nombre hidrógenoNoMetaluro
de Me(n º ox)
Na,H,S
+1 -2 +1+1-
2 NaHS
NaHS Hidrógenosulfuro de sodio
Fe,H,Se +2, +3
-2 +3 -1 Fe(HS)
Fe(HSe)3 Hidrógenoseleniuro de hierro(III)
121
COMPUESTOS CUATERNARIOS
HIDRÓGENOOXOSALES: Me(HNoMeO)x H: +1 O: -2 NoMe: positivo
Átomos
Est.
de ox. del Me
Est. de ox. del
NoMe
Fórmula
Nombre hidrógenoNoMetalito/a
to de Me(n º ox)
Na,H,S,
O
+1 +4,
+6 NaHSO3 Hidrógenosulfito de sodio
Mg,H,S,
O +2
+4,
+6
Mg(HSO4)
2
Hidrógenosulfato de
magnesio
OXOSALES DE AMONIO: (NH4)xNoMeOy NH4+
NoMe: positivo
Átomos Est. de ox. del NoMe
Fórmula Nombre
NoMetalito/ato de amonio
N,H,C,O +4 +1 -2
(NH4)(CO3) (NH4)2CO3
Carbonato de
amonio
N,H,Cl,O +1, +3, +5,
+7 +1 -1
(NH4)(ClO3) NH4ClO3
Clorato de
amonio
122
En el siguiente enlace pueden realizar ejercicios
interactivos de nomenclatura y comprobar si lo están
haciendo correctamente.
http://www.latizavirtual.org/quimica/quim_ino.html
123
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS
(compuestos del C)
Hidrocarburos: son los compuestos del C más sencillos,
ya que sólo tienen C e H. Pueden ser saturados (todos
enlaces simples) ó insaturados (enlaces dobles, triples ó
ciclos).
En todos los casos aclararemos polaridad y fuerzas
intermoleculares.
ALCANOS (CnH2n+2) “ANO” No polar: London
CH4 metano Fórmula desarrollada
En realidad, si tenemos en cuenta su geometría molecular,
se debe dibujar teniendo en cuenta que no se encuentra en
un plano sino que forma un tetraedro con ángulos de
109,5º:
124
Por una cuestión de practicidad nos manejaremos con la 1º
estructura.
C2H6 etano Fórmula semidesarrollada : CH3-CH3
Fórmula condensada: CH3CH3
Fórmula desarrollada
C3H8 propano CH3-CH2-CH3 CH3CH2CH3
F. desarrollada
C4H10 butano CH3-CH2-CH2-CH3 CH3CH2CH2CH3
125
Fórmula desarrollada
Su forma es en realidad:
H
H
H
HH
HH
HH
H
Por lo que en la bibliografía muchas veces se escribe
como:
CH3
CH3
A partir de aquí, las cadenas lineales reciben el nombre de
pentano, hexano, heptano, octano, y así sucesivamente.
126
Si las cadenas tienen ramificaciones:
1. Se busca la cadena más larga:
33
3
2 2
ramificación
2
33
3
2 2
ramificación
2
En las ramificaciones se cambia la terminación ano por il.
-CH3 metil -CH2-CH3 etil -CH2-CH2-CH3 propil
2. Se numeran los C de tal forma que las ramificaciones queden en el C con menor n º posible:
3
33 22
12
3456 2 3
33 22
12
3456 2
3. Como es una cadena de 6 C (no se cuentan todos sino sólo los que corresponden a la cadena más larga) se trata de un hexano sustituido.
4. Como el metil se encuentra ubicado en el C 3, se trata de un 3-metil. (siempre va un guión entre el n º y la palabra).
Por lo tanto, se trataba del 3-metilhexano.
127
Ahora veamos el
3
3
33
2 2
2
2
3
3
33
2 2
2
2
En este caso la cadena principal tiene 7 C:
3
3
3
3
2
12
3 4
5 6 7
2
2
2
3
3
3
3
2
12
3 4
5 6 7
2
2
2
Por lo tanto se trata de un heptano sustituido con un
metil en 3 (3-metil) y un etil en 4 (4-etil).
Cuando tenemos más de una ramificación, se ordenan
alfabéticamente: 4-etil-3-metil.
Por lo tanto nos queda: 4-etil-3-metilheptano.
Veamos el siguiente ejemplo:
128
3
3
3
3
2 2
2
3
3
3
3
2 2
2
Si buscamos la cadena más larga vemos que tenemos 2
cadenas de 6 C cada una, es decir que es un hexano
3
33
3
2 2
2
3
33
3
2 2
2
que tiene una sola ramificación y:
3
33
3
2 2
2
3
33
3
2 2
2
que tiene 2 ramificaciones.
En ese caso se toma como cadena principal, la que
tiene más ramificaciones, es decir, la segunda. La
numeramos de tal forma que las 2 ramificaciones
queden con el menor n º posible:
129
3
3
3
3
2
1 2 3
4 5 6
2
2
3
3
3
3
2
1 2 3
4 5 6
2
2
Tenemos un 2-metil y un 3-etil. Alfabetizamos y resulta:
3-etil-2-metilhexano
Su fórmula condensada es:
(CH3)2CHCH(CH2CH3)(CH2)2CH3
3
333
3 2
1 2 3 4 5 6 7
2
2
3
333
3 2
1 2 3 4 5 6 7
2
2
En este caso tenemos un heptano en el cual:
-CH3 en 2C y en 3C 2,3-dimetil
5-etil-2,3-dimetilheptano
-CH2-CH3 en 5C 5-etil
Al alfabetizar NO se tienen en cuenta los prefijos.
130
3
3
3
3 2 2 2
2
3
3
3
3 2 2 2
2
Numeramos:
3
3
3
3
3 2 2 2
212456 3
3
3
3
3 2 2 2
212456
Tenemos un hexano con:
-CH3 en 3C 3-metil
3-etil-3-metilhexano
-CH2-CH3 en 3C 3-etil
131
33
3 3
31 2 3 4 5 6
2
33
3 3
31 2 3 4 5 6
2
Tenemos un hexano con:
-CH3 en 2C, 3C y 4C 2,3,4-trimetil
Por lo tanto: 2,3,4-trimetilhexano
33
3
3
3 2 2
2
2
2 33
3
3
3 2 2
2
2
2
Ojo!! La cadena más larga tiene 9 C, es un nonano:
4 3
3
3
3 3
3 2 2
1
22567
8 9
2
24 3
3
3
3 3
3 2 2
1
22567
8 9
2
2
-CH3 en 4C y 7C 4,7-dimetil
3-etil-4,7- dimetilnonano
-CH2-CH3 en 3C 3-etil
132
ALQUENOS (CnH2n) “ENO” No polar: London
Tienen un doble enlace C-C:
Su geometría es plana triangular con ángulos cercanos a
120º.
Si no es el grupo que prevalece se lo llama “en”. Siempre
el “en” forma parte de la palabra que indica el n º de C.
El doble enlace prevalece sobre la ramificación.
3
3 2 2 2
3
3 2 2 2
Es decir, se numera de tal forma que el doble enlace quede
con el menor n º posible:
53
3 2 22
12346 53
3 2 22
12346
Se trata de un hexeno, siempre se debe indicar la ubicación
del doble enlace, entonces resulta: 1-hexeno
133
-CH3 en 5C 5-metil
Por lo tanto: 5-metil-1-hexeno
Los alquenos son isómeros estructurales
de los cicloalcanos. Ambos poseen fórmula
molecular CnH2n.
Un cicloalcano es un compuesto formado solamente por
enlaces simples, C e H.
Por ejemplo al ciclopentano lo podemos representar como:
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2 ó
El ciclopentano es isómero estructural del 1-penteno y del
2-penteno, ya que los 3 compuestos tienen la misma
fórmula molecular que es C5H10:
CH2 CH CH2CH2CH3 CH3 CH CH CH2CH3
134
DIENOS (CnH2n-2) “DIENO” No polar: London
Poseen 2 dobles enlaces C-C. Se numera de tal forma que
los 2 queden con el menor n º posible:
23
12345
23
12345
C=C en 1C y en 3C 1,3-pentadieno
ALQUINOS (CnH2n-2) “INO” No polar: London
Notar que tienen la misma fórmula molecular
que los dienos (CnH2n-2) pero la CONECTIVIDAD es
distinta, por ello se dice que alquinos y dienos son
ISÓMEROS ESTRUCTURALES.
Por ejemplo el 1,3-pentadieno es isómero estructural del 2-
pentino ya que ambos poseen como fórmula molecular
C5H8:
CH2 CH CH CH CH3 CH3 C C CH2 CH3
1,3-pentadieno 2-pentino
135
Los alquinos tienen un triple enlace C-C. La geometría del
triple enlace es lineal con ángulos cercanos a 180º:
Si el triple enlace no es el grupo que prevalece se lo llama
“in”.
3
1 2 3 4
2 3
1 2 3 4
2
OJO! Aunque el triple enlace se encuentre en
el 1C, se debe mencionar la ubicación: 1-butino
El triple enlace prevalece sobre las ramificaciones:
3
3
1 2 3 4 5
2
3
3
1 2 3 4 5
2
-CH3 en 4C 4-metil
4-metil-1-pentino
-C=C- en 1C 1-pentino
Siempre se debe tomar como cadena principal a la
cadena más larga pero que tenga el grupo que
prevalece:
136
4 23
3 2
3
3
3
13567822
2
4 23
3 2
3
3
3
13567822
2
-CH3 en 6C y 6C 6,6-dimetil
-CH2-CH2-CH3 en 4C 4-propil 6,6-dimetil-4-propil-2-
octino
-C=C- en 2C 2-octino
London
ALCOHOLES: R-OH OL Polares dipolo puente de H
La geometría del grupo funcional es angular, con un
ángulo cercano a 109,5º:
R
137
Si el alcohol no es el sustituyente principal, se lo llama
“hidroxi”.
Existen alcoholes primarios, secundarios y terciarios.
R
R
R
R R
R
2
R
R
R
R R
R
2
Alcohol primario secundario terciario
El alcohol prevalece sobre las ramificaciones y
sobre dobles y triples enlaces.
Se debe especificar la ubicación del –OH.
1-butanol ó n-butanol 2-butanol metil-2-propanol
23 2 2
1234 22
3
3 3 33
1 13 34
223 2 2
1234 22
3
3 3 33
1 13 34
2
Fórmula general: C4H10O ISÓMEROS
138
Todos estos alcoholes poseen la misma fórmula molecular
pero no son el mismo compuesto ya que difieren en su
CONECTIVIDAD por lo que son ISÓMEROS
ESTRUCTURALES.
Para evaluar la conectividad debemos tomar cada C e
identificar a qué grupos se encuentra unido.
Por ejemplo si evaluamos el 2C en los 3 casos anteriores:
En el 1-butanol está unido a: 2 -H, 1 -CH2CH3 y 1 -
CH2OH
En el 2-butanol está unido a: 1 –H, 1 –CH3, 1 -CH2CH3 y 1
-OH
En el metil-2-propanol está unido a: 3 –CH3 y 1 -OH
Volvamos a la nomenclatura de los alcoholes:
2
13
3
3
24
2 2
13
3
3
24
2
–OH en 1C 1-butanol
3-metil-1-butanol
-CH3 en 3C 3-metil
139
Si tenemos un doble enlace y un alcohol, recordar que la
palabra que indica la cantidad de C va con “eno” y “ol” va al
final:
2
13
2
24
2 2
13
2
24
2
–OH en 1C 1-ol
3-buten-1-ol
C=C en 3C 3-buten
Veamos un diol:
22
125 3
3
3 3
3
4678
2 2
2
22
125 3
3
3 3
3
4678
2 2
2
–OH en 1C y en 3C 1,3-octanodiol
-CH3 en 5C y 7C 5,7-dimetil 5-etil-5,7-dimetil-
1,3-octanodiol
-CH2-CH3 en 5C 5-etil
140
Los ALCOHOLES son ISÓMEROS
ESTRUCTURALES de los ÉTERES su fórmula es
CnH2n+2O
ÉTERES: Polar London Dipolo
R R1R R1
Como vemos la geometría de este grupo es angular
con ángulos CERCANOS a 109,5º:
1. Si R =R1 hay 3 nomenclaturas:
3 2 323 2 32
Éter etílico
Dietil éter
Éter dietílico
2. Si R ≠ R1 se alfabetiza y se termina con “éter”:
3 2 33 2 3
Etil metil éter
141
Veamos un alcohol y un éter isómeros, de fórmula
molecular C5H12O:
Etil propil éter 1-pentanol
4
23 32 22 2
123
3
5
2 2
4
23 32 22 2
123
3
5
2 2
La CONECTIVIDAD es distinta, por lo que son ISÓMEROS
ESTRUCTURALES.
ALDEHÍDOS Y CETONAS (CnH2nO)
Ambos se caracterizan por tener el grupo carbonilo (C = O)
que los hace ser polares. Este grupo tiene geometría plana
triangular con ángulos de aproximadamente 120º:
Prevalecen sobre todo lo visto anteriormente. Entre ellos
SON ISÓMEROS ESTRUCTURALES.
142
ALDEHÍDOS: “AL” Polar London Dipolo
RR
En las fórmulas se lo puede poner R – CHO ó R – CH = O.
Si el C = O no es el grupo que prevalece se lo llama “oxo”.
Como el aldehído está siempre en la punta no se aclara
su posición.
Por ejemplo el propanal será:
3 2
Ó también se puede escribir:
3 2
Si tiene ramificación:
3
3 2
3 124
3
3 2
3 124
-CH3 en 3C 3-metil
C=O en 1C butanal 3-metilbutanal
143
Si tiene más de un sustituyente se alfabetiza:
3
3
3 2
45
3
126
3
3
3 2
45
3
126
-CH3 en 2C y 5C 2,5-dimetil
–OH en 3C 3-hidroxi 3-hidroxi-2,5-
dimetilhexanal
C=O en 1C hexanal
Si tenemos un doble enlace:
3
23
1245 3
23
1245
C=C en 3C
3-pentenal
C=O en 1C
144
CETONAS: “ONA” Polar London Dipolo
Si no es el que prevalece se lo llama “oxo”. Las cetonas, a
diferencia de los aldehídos no tienen el grupo C=O en la
punta de la cadena, por lo que hay que decir su ubicación
salvo que sea única.
La fórmula se puede escribir como R-CO-R1.
Propanona butanona
33 33 233 33 2
2-pentanona 3-pentanona
3 23 32 32 23 23 32 32 2
Notar que la 2-pentanona y la 3-pentanona tienen la misma
fórmula molecular (C5H10O) pero difieren en la conectividad
por ejemplo del 2C por lo que son isómeros estructurales.
El pentanal también tiene fórmula molecular C5H10O, pero
el 1C tiene distinta conectividad, es decir es un isómero
estructural de las cetonas nombradas.
145
Pentanal
3 22 23 22 2
El aldehído prevalece sobre la cetona:
4
3 2
3 2 14
3 2
3 2 1
C=O en 1C butanal
2-oxobutanal
C=O en 2C 2-oxo
Ácidos carboxílicos: “ACIDO OICO” (CnH2nO2)
London
Polar Dipolo
Puente de H
R
También se pueden escribir de la forma: R-COOH. Se
caracterizan por tener el grupo carboxilo:
146
Cuya geometría es plana triangular con ángulos cercanos a
120º.
Prevalecen sobre todos los grupos funcionales. El carboxilo
siempre se encuentra en la punta por lo que no se aclara
su posición.
El ácido de menor masa molar es el ácido metanoico ó
ácido fórmico, de fórmula: HCOOH.
Si debemos nombrar al siguiente compuesto:
(CH3)2CHCH2COCH2COOH
Primero lo debemos abrir:
3
3 2
456 3 12
2
3
3 2
456 3 12
2
147
-COOH en 1C ácido...hexanoico
-CH3 en 5C 5-metil ácido 5-metil-3-oxohexanoico
C=O en 3C 3-oxo
En el siguiente compuesto:
CH3CH(OH)CH2C(CH3)2CH2CH(CH2CH3)CH2COOH
Al abrirlo:
6 1
3 2 2
5 33
33
2478
2
2
6 1
3 2 2
5 33
33
2478
2
2
-COOH en 1C ácido... octanoico
-CH3 en 5C y 5C 5,5-dimetil
Ácido 3-etil-7-hidroxi-5,5-
–OH en 7C 7-hidroxi dimetiloctanoico
-CH2-CH3 en 3C 3-etil
148
Si hay algún halógeno en la fórmula, sólo se lo nombra por
orden alfabético (tiene la misma prioridad que la
ramificación):
CH3CH=CHCH(Cl)COOH
Abrimos:
13
3
245 13
3
245
-Cl en 2C 2-cloro
C=C en 3C ácido 2-cloro-3-
ácido..3-pentenoico pentenoico
-COOH en 1C
149
Los ácidos carboxílicos son ISÓMEROS
ESTRUCTURALES de los:
Ésteres
Hidroxialdehídos
Hidroxicetonas
Todos tienen fórmula molecular CnH2nO2
Veamos 3 isómeros de fórmula general: C5H10O2
Notar que responde a la fórmula general CnH2n que
significa que tiene una insaturación, es decir un doble
enlace:
Ácido pentanoico 4-hidroxi-2-pentanona
54
4
4
3 2
3
2
2
3
3 15
23 2 2 2
112 33 25 54
4
4
3 2
3
2
2
3
3 15
23 2 2 2
112 33 25
4-hidroxipentanal
150
Veamos un α-aminoácido:
14
3 2
3 2
2
14
3 2
3 2
2
-NH2 en 2C 2-amino
ácido 2- aminobutanoico
-COOH en 1C ácido...butanoico
DIÁCIDOS: “ACIDO...DIOICO”
Tienen 2 grupos –COOH:
2 2
5 3
3
124
2 2
5 3
3
124
-CH3 en 3C 3-metil
ácido 3- metil
-COOH en 1C y 5C ácido..pentanodioico pentanodioico
151
Sales de ácidos: R-COO-Me+ “ ...ATO de Me”
Por ejemplo, la sal de Na que deriva del ácido propanoico
será:
3 2
123
3 2
123
Propanoato de sodio
Aquí no hablamos de fuerzas intermoleculares ya que
tienen un enlace predominantemente iónico en su
estructura.
ÉSTERES “...ATO de ...ILO” polar London Dipolo
R-COOR’ ó R’-O-COR
Es decir:
R'
1
R
R'
1
R
152
Tienen el grupo funcional éster: -COO-. Derivan de la
reacción entre un ácido carboxílico y un alcohol:
2R'
R'
R R2
R'
R'
R R
Por ejemplo de la reacción entre el ácido etanoico y el 1-
propanol, resulta el éster etanoato de propilo:
CH3 COH
O
CH2CH2 CH3
OH
+ CH3 CO
O
CH2 CH2 CH3+ OH2
ácido etanoico 1-propanol etanoato de propilo
Tener en cuenta que el C del grupo éster (-COO-) siempre
es el 1C.
El éster que deriva del ácido etanoico (ácido acético) y el
metanol es el etanoato de metilo ó acetato de metilo:
CH3COOCH3
El butanoato de metilo, se puede escribir de varias formas:
CH3(CH2)2COOCH3 ó CH3-O-CO-(CH2)2CH3
3 22 32 23 3
112 23 34 4
3 22 32 23 3
112 23 34 4
Butanoato de metilo
153
Veamos si tiene ramificaciones y sustituyentes:
3
2
3
3 3
124
2
3
2
3
3 3
124
2
-CH3 en 3C 3-metil
–OH en 3C 3-hidroxi 3-hidroxi-3-metilbutanoato de etilo
-CH2CH3 (etilo) unido al O
Si tenemos un halógeno se alfabetiza (EL HALÓGENO
TIENE LA MISMA PRIORIDAD QUE LA RAMIFICACIÓN):
3 22 2
3
3
1 2 4
3 22 2
3
3
1 2 4
–OH en 3C 3-hidroxi
-Br en 3C 3-bromo 3-bromo-3-hidroxibutanoato
de propilo
-CH2CH2CH3 (propilo) unido al O
154
Veamos un ejemplo más:
2
2
4 51
3 3
32
2
2
4 51
3 3
32
–OH en 4C 4-hidroxi
-NH2 en 3C 3-amino 3-amino-4-hidroxipentanoato de metilo
-CH3 (metilo) unido al O
AMINAS: “ALCANOAMINA”
Son compuestos nitrogenados. Todas son polares.
La geometría del grupo funcional es piramidal, con ángulos
cercanos a 109,5º:
155
Hay aminas primarias, secundarias y terciarias:
Aminas primarias secundarias terciarias
R' R'
R R R''2
R
R' R'
R R R''2
R
Metilamina:
23
Dimetilamina: (CH3)2NH ó
3
3
London, dipolo y puente de H London, dipolo
156
Trimetilamina: (CH3)3N ó
3
3 3
3
3 3
Si los sustituyentes son distintos se alfabetiza:
32 23
32
32 23
32
Etilmetilpropilamina
AMIDAS: R-CONH2 R-CONHR’ R-CONR’R’’
“ALCANAMIDA” Polar
El grupo funcional tiene geometría plana triangular, con
ángulos cercanos a 120º:
2
1
R
2
1
R
157
Son derivados de los ácidos carboxílicos. Resultan de la
reacción entre un ácido y una amina (pérdida de H2O).
Por ejemplo, de la reacción entre el ácido etanoico y el
amoníaco NH3 resulta la etanamida:
CH3 COH
O+ CH3 C
NH2
O+ OH2NH3
ácido etanoico amoníaco etanamida
Otro ejemplo es la reacción entre el ácido etanoico y la
propilamina resulta la N-propiletanamida:
CH3 COH
O
CH2CH2 CH3
NH2
+ CH3 CNH
O
CH2 CH2 CH3+ OH2
ácido etanoico propilamina N-propiletanamida
La metanoamida deriva del ácido metanoico (ácido
fórmico).
En el nombre se cambia la terminación “oico” por “amida”.
Metanamida: H-CONH2 ó
Etanamida: CH3CONH2 ó
2
2
3
1
2
2
3
1
158
Notar que el C del C=O es el 1C.
Si tiene sustituyentes se alfabetiza:
(CH3)2CHCH(OH)CONH2
Lo abrimos:
2
2 1
3
3
34
2
2 1
3
3
34
-CH3 en 3C 3-metil
2-hidroxi-3-metilbutanamida
–OH en 2C 2-hidroxi
Si el N está sustituido:
CH3CH2CONH(CH2CH3) es N-etil entonces resulta:
13
3 2
32
2 13
3 2
32
2
N-etilpropanamida
159
NITRILOS:R-CN“ALCANONITRILO” Polar London
Dipolo
El grupo funcional tiene geometría lineal, con ángulos de
180º:
R
1
R1
Prevalece sobre: alquenos, alquinos, alcoholes, aldehídos,
cetonas y aminas.
El C del grupo nitrilo es el 1C y se debe contar:
3
2 1
3
2 1
Etanonitrilo ó acetonitrilo
Si tiene sustituyentes:
3 2
3
13 2
3
1
2-hidroxipropanonitrilo
160
1
2
3
3
245
2
1
2
3
3
245
2
3-oxopentanonitrilo
1
3
345 2
2
1
3
345 2
2
3-pentenonitrilo
Remarquemos el orden de prioridad para los
compuestos polifuncionales:
Ácidos carboxílicos, ésteres, amidas, nitrilos,
aldehídos, cetonas, alcoholes, aminas, alquenos,
alquinos, halogenuros.
161
HIDROCARBUROS CÍCLICOS No polar: London
Se nombran igual que los alcanos, alquenos y alquinos
pero anteponiendo la palabra “CICLO”.
Ciclopentano (en cada vértice hay un CH2)
33
Metilciclohexano
Los cicloalcanos son isómeros estructurales de los
alquenos (difieren en su conectividad).
1
2 3
4
5
1
2 3
4
5
1,3-ciclopentadieno
162
HIDROCARBUROS AROMÁTICOS:
Su representante más simple es el benceno (C6H6):
Que lo escribiremos como:
ó
que corresponde a:
23 23
Metilbenceno aminobenceno hidroxibenceno
Tolueno anilina fenol
163
Ácido benzoico benzoato de sodio
3 3
3
3
3
3
3 3
3
3
3
3
1,3-dimetilbenceno
1,2-dimetilbenceno m-xileno 1,4-dimetilbenceno
o-xileno p-xileno
164
El grupo –C6H5 se llama fenil:
Difenilamina: C6H5-NH-C6H5 ó:
165
GRUPO
FUNCIONAL NOMBRE
EJEMPLO
POLARIDAD
Y
FUERZAS
INTERMOLEC.
GEOMETRÍA
DEL GRUPO
FUNCIONAL
ALCANO
CnH2n+2
“ANO” PROPANO
NO POLAR
LONDON
Tetraédrica
ALQUENO
CnH2n
“ENO” 1-BUTENO
NO POLAR
LONDON
Plana
triangular
ALQUINO
CnH2n-2
“INO” 2-PENTINO
NO POLAR
LONDON
Lineal
ALCOHOL
CnH2n+2O
“OL”
Si no es el
principal:
“HIDROXI”
2-BUTANOL
2-HIDROXI-3-
PENTANONA
POLAR
LONDON
DIP-DIP
PUENTE DE H
Angular
166
ETER
CnH2n+2O
ALQUIL ÉTER ETIL METIL
ÉTER
POLAR
LONDON
DIP-DIP
Angular
ALDEHÍDO
CnH2nO
“AL”
Si no es el
principal:
“OXO”
PROPANAL
POLAR
LONDON
DIP-DIP
Plana
triangular
CETONA
CnH2nO
“ONA”
Si no es el
principal
“OXO”
3-PENTANONA
POLAR
LONDON
DIP-DIP
Plana
triangular
ÁCIDO
CnH2nO2
“ACIDO …OICO” ACIDO HEXANOICO
POLAR
LONDON
DIP-DIP
PUENTE DE H
Plana
triangular
ÉSTER
CnH2nO2
“…ATO DE
…ILO” ETANOATO DE
PROPILO
POLAR
LONDON
DIP-DIP
Plana
triangular
AMINA
“ALQUIL
AMINA” TRIMETIL
AMINA
POLAR
1° Y 2° L,D-D Y
PTE
3° L, D-D
Piramidal
167
2
AMIDA “ALCANAMIDA” BUTANAMIDA
POLAR
LONDON
DIP-DIP
PUENTE DE H
Plana
triangular
NITRILOS
“ALCANO
NITRILO” HEPTANO
NITRILO
POLAR
LONDON
DIP-DIP
Lineal
ORDEN DE PRIORIDAD:
Ácidos carboxílicos, ésteres, amidas, nitrilos,
aldehídos, cetonas, alcoholes, aminas, alquenos,
alquinos, halogenuros.
168
ESTEREOISOMERÍA
Estudiaremos a partir de ahora los estereoisómeros, que
son aquellos compuestos que poseen igual fórmula
molecular, IGUAL CONECTIVIDAD, pero tienen una
distribución espacial diferente.
Entre ellos se encuentran los DIASTERÓMEROS ó
isómeros CIS-TRANS y los ENANTIÓMEROS.
DIASTERÓMEROS Ó ISÓMEROS CIS-TRANS
Para que exista este tipo de isomería debemos tener un
doble enlace
C-C. En cada uno de estos 2 C deben estar unidos átomos
o grupos de átomos distintos:
R
R1
CIS TRANS
R
R2RR
R2 R1
R
R1
CIS TRANS
R
R2RR
R2 R1
Del mismo lado del plano De lados opuestos del plano
Cl
H
I
H
Cl
H
H
I
169
Esta isomería se debe a que no hay libre rotación alrededor
del doble enlace, entonces resultan ser 2 moléculas
distintas.
Si tenemos un enlace simple hay libre rotación pero si
tenemos un enlace doble no hay libre rotación de los
átomos ó grupos de átomos unidos a él.
Al no poder rotar el doble enlace tenemos moléculas con
igual fórmula molecular (isómeros) pero que difieren en la
disposición de los átomos en el espacio y no en su
estructura. Esto hace que estos isómeros posean distintas
propiedades.
CH3
H
H
CH3
CH3
H H
CH3
trans 2-penteno cis 2-penteno
Diasterómeros
170
Como vemos cuando los 2 grupos iguales (en este caso los
H) se encuentran del mismo lado del doble enlace es el
isómero cis y cuando se encuentran en lados opuestos es
el isómero trans.
No todos los alquenos poseen isomería cis-trans. Para
poseerla deben estar 2 grupos distintos (R1 y R2 en el 1C y
R1 y R3 en el 2C) entre sí unidos a cada C del doble enlace
y 2 grupos iguales (R1) en los C vecinos:
R2
R1
R3
R1
R2
R3
R1
R1
Cis Trans
En algunos casos los diasterómeros pueden tener distinta
polaridad debido a la distinta distribución espacial de los
átomos, como en el siguiente ejemplo:
CH3
ClCl
CH3 CH3 Cl
Cl
CH3R
cis 2,3-dicloropenteno trans 2,3-dicloropenteno
Polar No polar
Cabe aclarar que si el doble enlace se encuentra en la
punta y el C está unido a 2 átomos de H no habrá isomería
cis-trans:
171
H
H
H
CH3
HH
H
CH3
Es el mismo compuesto: 1-buteno
Noten que si a un mismo C se encuentran unidos 2
sustituyentes iguales no existirá isomería cis-trans ya
que se tratará del mismo compuesto:
R
R
Son el mismo compuesto
R
R2RR
R2 R
R
R
Son el mismo compuesto
R
R2RR
R2 R
172
ENANTIÓMEROS. QUIRALIDAD
Los ENANTIÓMEROS tienen la MISMA CONECTIVIDAD.
Una molécula es la imagen especular (imagen en el espejo)
de la otra y no son superponibles. Es decir, son moléculas
formadas por los mismos átomos, unidos de la misma
forma pero que difieren en la ubicación de los grupos en el
espacio.
Estos isómeros se diferencian por el efecto que tienen
sobre la luz polarizada.
Estas moléculas tienen por lo menos un átomo de C unido
a 4 átomos ó grupos de átomos distintos. Este átomo de
C se llama C quiral ó asimétrico y se marca con un
asterisco.
CH3
CH2
CH
CH2
CH2
CH3
CH3
*
El carbono señalado es un carbono quiral ya que está
unido a cuatro grupos distintos: H, -CH3, -CH2CH3 y -
CH2CH2CH3.
Un carbono que posea algún enlace doble o triple nunca
puede ser quiral ya que para que lo sea debe estar unido a
4 grupos diferentes y si el carbono tiene un enlace doble su
geometría es triangular y está unido a 3 grupos, mientras
C
173
que si tiene un enlace triple su geometría es lineal y está
unido a 2 grupos.
Para poder hacerlo, primero los tenemos que abrir:
*
CH3 C CH CH2 C
CH3
CH3CH3O
H
El C correspondiente al grupo carbonilo (C=O) no es quiral
ya que tiene una unión doble. Tampoco lo es el 4C ya que
está unido a tres grupos iguales (-CH3).
*
CH3 CH CH2CH CH2
OH
CH3
CH3
*
Un objeto es quiral cuando no es superponible con su
imagen especular, como por ejemplo la mano, el pie, etc..
H
Cl
BrI
H
Cl
BrI
Espejo
Marcar con un asterisco los C quirales en los siguientes
compuestos:
CH3C(CH3)2CH(CH3)CH2CHO
CH3CH(OH)CH2CH(CH3)CH2CH3
174
Como vemos no se pueden superponer.
Para formarlos o identificarlos se tienen 2 opciones:
1. Realizar su imagen especular:
C
H
CH3
CH2 CH3
Cl C
H
CH3
CH2CH3
Cl
2. La otra opción es intercambiar 2 enlaces cualesquiera:
C
H
CH3
CH2 CH3
Cl C
Cl
CH3
CH2 CH3
H
175
BIOMOLÉCULAS
Veremos las estructuras correspondientes a los:
Lípidos
Hidratos de carbono
Proteínas
Ácidos nucleicos
1. Lípidos
Son compuestos oxigenados que se caracterizan por ser
insolubles en agua y solubles en solventes orgánicos. Comprende
a las grasas, las ceras, los fosfolípidos y los esteroides.
Las grasas son ésteres derivados de un alcohol (propanotriol),
más conocido como glicerina y de ácidos carboxílicos llamados
ácidos grasos.
Su fórmula general es:
R1
R2
R32
2R1
R2
R32
2
Donde R1, R2 y R3 pueden ser iguales ó diferentes.
176
2. Hidratos de carbono
Son compuestos oxigenados polifuncionales, básicamente
aldehídos ó cetonas polihidroxilados.
Los hidratos de carbono de baja masa molar se llaman azúcares.
Algunos hidratos de carbono de pocos átomos de C se llaman
monosacáridos, siendo los más comunes los de 6 C (hexosas) y
los de 5 C (pentosas). La glucosa es el monosacárido más
importante por tratarse del combustible de las células.
La estructura de la glucosa es:
CH
C
C
C
C
CH2OH
O
H OH
OH H
H OH
H OH
Que también se puede representar en su forma cíclica como:
O
OH
HH
H
OH
OH
H OH
H
OH
177
De la condensación (pérdida de una molécula de H2O) de 2
monosacáridos iguales ó distintos se obtienen los disacáridos:
O
OH
HH
H
OH
OH
H OH
H
OH
O
OH
HH
H
OH
H OH
H
OH
O
HH
H
OH
OH
H OH
H
OH
O
- H2O
2
El enlace formado se llama unión glicosídica (-O-).
Existen otros hidratos de C constituidos por la condensación de
un gran número de moléculas de monosacáridos denominados
polisacáridos. Los más importantes son la celulosa, el almidón y
el glucógeno.
3. Proteínas
Son compuestos nitrogenados de elevada masa molar. Resultan
de la condensación de los α-aminoácidos:
C
O
CH
NH2
OHR
La unión entre los aminoácidos (iguales ó distintos) se denomina
unión peptídica (-CO-NH-).
178
C
O
CH
NH2
OHR1 C
O
CH
NH2
OHR2+
- H2OC
O
CH OHR2
C
O
CH
NH2
R1NH
4. Ácidos nucleicos
Se conocen 2 tipos de ácidos nucleicos, el ácido ribonucleico
(ARN) y el ácido desoxirribonucleico (ADN).
Los monómeros de estos biopolímeros son los nucleótidos. El
tipo de enlace entre ellos es fosfodiester.
Cada nucleótido está formado por un monosacárido (pentosa),
ácido fosfórico que está enlazado por medio de una unión
glicosídica con una base nitrogenada. Veamos algunas
estructuras:
Pentosas:
OHO
OH
OHOH
OHO
OH
OH
Ribosa Desoxirribosa
Bases nitrogenadas:
N
N
NH
N
NH2
N
NH
NH2
O N
NH
NH
N
NH2
O
NH
NH
O
O
CH3
Adenina Citosina Guanina Uracilo
179
GEOMETRÍA MOLECULAR
Polaridad de moléculas diatómicas:
Como vimos anteriormente, si la molécula está formada por
átomos iguales, ambos atraen por igual a los e- de la unión
por lo que resulta que el enlace covalente será no polar (la
distribución de carga ó nube electrónica está distribuida en
forma simétrica). Si en cambio la molécula está formada
por átomos distintos, la distribución electrónica no será
simétrica y el enlace será polar (salvo en el caso de que
dichos átomos tengan la misma electronegatividad).
Una unión covalente es más polar cuanto mayor es la
diferencia de electronegatividades de los átomos que se
unen.
La polaridad se mide por medio del momento dipolar (µ)
que está relacionado con la carga situada en cualquiera de
los polos y la distancia que los separa.
Si una molécula es polar tendrá µ ≠ 0, mientras que si es
no polar tendrá µ = 0.
X-X
No polar (µ = 0)
X-Y
Polar (µ ≠ 0) Excepto que la electronegatividad
de X y de Y sea igual ó muy parecida.
Si la molécula está formada por más de 2 átomos,
podremos saber la polaridad del enlace pero para saber la
polaridad de la molécula debemos conocer su geometría.
Para ello veremos la Teoría de Repulsión de Pares
Electrónicos de Valencia (TRePEV).
180
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES
ELECTRÓNICOS DE VALENCIA (TRePEV)
Consta de 4 postulados:
Por lo tanto, para averiguar la GM primero debemos
realizar la estructura de Lewis y observar los pares de e-
que rodean al átomo central.
Es decir, en la Lewis, ubicamos a los pares de e- que
rodean al átomo central a la mayor distancia posible en el
espacio.
X
GE lineal triangular tetraédrica
2 pares 3 pares 4 pares
XXX
GE lineal triangular tetraédrica
2 pares 3 pares 4 pares
XX
1. La geometría molecular (GM) depende de los pares de e- compartidos y sin compartir que rodean al átomo central y que, en general, se distribuyen de a pares.
2. Los pares de e- se repelen, por lo que se ubican en el espacio lo más lejos posible para que la repulsión sea mínima.
181
El ángulo de enlace dependerá de varios factores que son
los siguientes
Pares de electrones sin compartir sobre el átomo central
Por ejemplo, en el caso del amoníaco que posee un par de
electrones sin compartir sobre el N, veremos que debido a
que esos electrones están atraídos sólo por el núcleo del N
se pueden mover más libremente:
3. Los pares de e- libres se repelen con mayor intensidad que los pares compartidos por lo que ocupan más espacio, achicando el ángulo de enlace. También el ángulo de enlace está determinado por el tamaño de los sustituyentes, (si éstos son de gran tamaño el ángulo aumentará), y por la electronegatividad tanto del átomo central como de los átomos unidos al átomo central.
182
Al moverse más libremente empujan a los otros pares de
electrones y achican el ángulo de enlace.
Tamaño de los sustituyentes. Si los átomos unidos al central tienen diferentes tamaños,
los ángulos se modificarán de tal modo que los
sustituyentes se acomoden mejor.
Por ejemplo en el caso del CH2Cl2, el carbono está rodeado
por 4 pares de electrones en una geometría tetraédrica, por
ello uno esperaría un ángulo de 109,5°. Pero, debido a que
el Cloro tiene mayor tamaño que el Hidrógeno, los ángulos
se van a modificar:
Electronegatividad de todos los átomos.
4. Para los fines de GM el efecto que producen 2 ó 3 pares de e- compartidos en un enlace, es el mismo que el producido por un par.
183
Es decir, que para los fines de GM, enlaces dobles ó triples
se cuentan como simples.
Por ejemplo, en el caso del CO2, que posee dos uniones
covalentes dobles, se considera que cada una de ellas está
formada sólo por 2 pares de electrones:
O C Ox
x
xx
Por lo tanto, ellos se ubicaran en una geometría lineal.
Notemos que los postulados 1 y 2 los usaremos siempre en
las justificaciones, mientras que el postulado 3 sólo lo
utilizaremos en el caso de que la molécula tenga pares de
e- sin compartir sobre el átomo central ó sustituyentes
distintos ó de gran tamaño y el postulado 4 sólo en el caso
de tener enlaces dobles ó triples.
Veamos los distintos casos:
BeCl2 Be: IIA Me Cl: VIIA NoMe No polar
Lo primero que vamos a aclarar es que a pesar de que el
Be es un metal (Me) del grupo IIA (electronegatividad = 1,5)
y el Cl es un no metal (NoMe) del grupo VIIA
(electronegatividad = 3,2), por su diferencia de
electronegatividades (1,7‹ 2) corresponde a un compuesto
covalente. Por ello, forma moléculas y podemos estudiar su
GM.
Recordemos que los compuestos iónicos no forman
moléculas sino redes cristalinas por lo que no poseen GM.
184
Por otra parte diremos que el BeCl2 no cumple con la regla
del octeto:
Miramos los pares de e- que rodean al átomo central (1º
post.):
GE: lineal
Son 2 pares de e-, por lo que la Geometría electrónica (GE)
es LINEAL (para que estén lo más alejados entre si) con un
ángulo de 180º.
Cuando el átomo central no posee pares de e- sin
compartir, la GE coincide con la GM:
180º180º
GM: lineal
185
Para justificar ésta geometría sólo utilizamos los postulados
1 y 2, ya que el Be no posee pares de e- sin compartir, ni la
molécula de BeCl2 posee dobles ni triples enlaces.
Observemos ahora su polaridad:
El enlace Be-Cl es polar, ya que el Cl es más
electronegativo que el Be y por tanto atrae más a los e- de
la unión.
Podemos decir entonces que el enlace Be-Cl tiene un
momento dipolar µ que lo representamos como un vector
Be Cl.
El otro enlace Be-Cl tiene la misma polaridad (igual módulo
y dirección) pero con sentido contrario ya que la molécula
de BeCl2 es lineal, por lo que los momentos dipolares se
compensan debido a la GM lineal:
Cl Be Cl No polar (µ = 0)
La molécula es no polar ya que la suma de los momentos
dipolares es cero.
Es importante notar la importancia de la GM, ya que si la
molécula de BeCl2 fuera angular, la molécula resultaría
polar ya que la suma de los vectores no se anularía:
Be
Cl Cl
R
186
Donde R sería la resultante de la suma vectorial.
Esto no es así ya que la molécula es no polar.
En general diremos que las moléculas
lineales en donde el átomo central está unido a átomos
iguales son no polares ya que la suma vectorial de los
momentos dipolares se anula, pero si está unido a
átomos distintos la suma vectorial no se anula y la
molécula será polar.
CO2 C: IVA NoMe O: VIA NoMe No polar (µ=0)
1. Comenzamos por realizar la estructura de Lewis:
O C Ox
x
xx
2. Contamos los pares de e- que rodean al átomo
central (1º postulado): 2 pares, ya que el 4º postulado nos
dice que enlaces dobles y triples se cuentan como un par.
Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible
entre ellos:
GE: lineal
187
Entonces como el C no tiene pares de e- sin compartir la
GM coincide con la GE:
180º
GM: lineal
Esta molécula es no polar debido a que los momentos
dipolares se compensan:
O C O No polar (µ = 0)
BF3 B: IIIA NoMe F: VIIA NoMe No polar (µ=0)
También es una excepción a la regla del octeto, ya que el B
queda completo con 3 pares de e-:
1º Hacemos la estructura de Lewis:
2º Contamos los pares de e- que rodean al átomo central: 3
pares (1º postulado).
Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible
entre ellos:
188
GE: plana triangular
Entonces, como el B no tiene pares de e- sin compartir su
GM también será plana triangular y el ángulo F-B-F será de
120º:
120º120º
GM: plana triangular
Para justificar dicha geometría sólo utilizamos los
postulados 1 y 2.
Si bien el enlace B-F es polar ya que el F es más
electronegativo que el B, esta molécula es no polar debido
a que los momentos dipolares se compensan:
F F 2
1 2 1 3
B
Se anulan
3
F
189
En general diremos que las moléculas plana
triangulares en donde el átomo central está unido a
átomos iguales son no polares ya que la suma vectorial
de los momentos dipolares se anula, pero si está unido
a átomos distintos la suma vectorial no se anula y la
molécula será polar.
COCl2 Polar (µ ≠ 0)
Como el C no tiene pares de e- sin compartir su GE=GM.
Contamos los pares de e- que rodean al átomo central (1º
postulado): 3 pares, ya que el 4º postulado nos dice que
enlaces dobles y triples se cuentan como un par.
Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible
entre ellos:
aprox.
120º
120º
120º
120º
GE = GM = plana triangular
190
Notar que tanto el ángulo Cl-C-Cl como el ángulo Cl-C-
O son aproximadamente de 120º (3° postulado).
Veamos la polaridad. Como el O es más electronegativo
que el Cl, los momentos dipolares los representamos:
Es decir, la resultante de los vectores C-Cl no se anulan
con el momento dipolar correspondiente al C-O. Por lo
tanto la molécula será polar (µ ≠ 0).
CH4 No polar (µ=0)
Contamos los pares de e- que rodean al átomo central (1º
postulado): 4 pares.
Como no tiene pares de e- sin compartir su GE = GM.
Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible
entre ellos, es decir en una geometría tetraédrica:
R
191
GE: tetraédrica
GM: tetraédrica
Esta molécula la podemos representar mediante diversos
modelos:
Los ángulos H-C-H son todos iguales y de 109,5º.
Esta molécula es no polar, ya que aunque el enlace C-H es
polar, los momentos dipolares en la molécula se
compensan (de los 3 enlaces C-H que están hacia abajo
resulta un momento dipolar resultante que tiene igual
dirección y módulo pero es de sentido contrario al
correspondiente al enlace C-H que está hacia arriba).
192
CH2Cl2 Polar (µ ≠ 0)
Contamos los pares de e- que rodean al átomo central (1º
postulado): 4 pares.
Como no tiene pares de e- sin compartir su GE = GM.
Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible
entre ellos, es decir en una geometría tetraédrica:
GE: tetraédrica
GM: tetraédrica
193
Tanto los ángulos H-C-H como los ángulos H-C-Cl y Cl-C-
Cl son aproximadamente de 109,5º. Pero el ángulo Cl-C-Cl
es un poco mayor que el H-C-H ya que los Cl tienen mayor
tamaño entonces habrá mayor repulsión entre ellos (3°
postulado).
Esta molécula es polar ya que la resultante de los
momentos dipolares de los enlaces C-Cl no se compensa
con la resultante de los momentos dipolares de los enlaces
C-H.
CHCl3 Polar (µ ≠ 0)
Al igual que la de CH2Cl2 la de CHCl3 es tetraédrica con
todos sus ángulos de aproximadamente 109,5º
(3°postulado).
GE = GM = tetraédrica
También lo podemos representar:
194
SO2 Polar (µ ≠ 0)
Contamos los pares de e- que rodean al átomo central (1º
postulado): 3 pares, ya que el 4º postulado nos dice que
enlaces dobles y triples se cuentan como un par (2
compartidos y 1 sin compartir).
Como el S tiene un par de e- sin compartir será GE ≠ GM.
Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible
entre ellos, es decir con una GE plana triangular:
GE: plana triangular
Pensamos que el ángulo será de 120º pero según el 3º
postulado “Los pares de e- libres se repelen con mayor
intensidad que los pares compartidos por lo que ocupan
más espacio”, y “empujan” a los otros pares de e-
cambiando el ángulo de enlace:
195
Si formamos la molécula vemos que su geometría forma un
ángulo que será aproximadamente de 120º:
GM: angular
Veamos su polaridad:
RR
La suma de los momentos dipolares nos da una resultante
R, es decir, los vectores no se anulan por lo que la
molécula será polar.
En general diremos que moléculas cuya
geometría es angular son siempre polares ya que
nunca se compensarán sus momentos dipolares.
196
NH3 Polar (µ ≠ 0)
Contamos los pares de e- que rodean al átomo central (1º
postulado): 4 pares (3 compartidos y 1 sin compartir).
Como tiene pares de e- sin compartir su GE ≠ GM.
Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible
entre ellos, es decir en una geometría tetraédrica y
“pensamos” en ángulos de 109,5º:
GE: tetraédrica
Formamos la molécula:
GM: piramidal
197
Su geometría será piramidal con ángulos aproximados a
109,5º (en este caso de 107,3° debido a que el par de
electrones sin compartir repele a los compartidos) 3º
postulado.
Al igual que sucede con las moléculas
angulares todas las piramidales serán polares ya que la
suma vectorial de los momentos dipolares da una
resultante, es decir, los vectores no se anulan entre sí.
H2O Polar (µ ≠ 0)
Contamos los pares de e- que rodean al átomo central 1º
postulado): 4 pares (2 compartidos y 2 sin compartir).
Como tiene pares de e- sin compartir su GE ≠ GM.
Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible
entre ellos, es decir en una geometría tetraédrica y
“pensamos” en ángulos de 109,5º:
198
Formamos la molécula:
El ángulo de enlace será aproximado a 109,5º. En este
caso es de 104° debido a que los pares de electrones sin
compartir repelen a los compartidos achicando el ángulo
(3º postulado).
CH3OCH3 Polar (µ ≠ 0)
En este caso no tenemos un átomo central. Debemos
analizar la geometría correspondiente al C y al O:
Si miramos los C vemos que ambos tienen 4 pares de e-
alrededor por lo que su geometría será tetraédrica en
donde los ángulos H-C-H serán de aproximadamente
109,5º.
Si miramos al O como átomo central, también tiene 4 pares
de e- a su alrededor, pero sólo 2 de ellos están
199
compartidos por lo que su geometría será angular y el
ángulo C-O-C será aproximadamente de 109,5º (en este
caso es un poco mayor -111,5°- ya que los metilos se
repelen y aumentan el ángulo de enlace) por el 3°
postulado.
200
GEOMETRÍA DE IONES
Trabajamos con los mismos postulados pero ahora no nos
referiremos a GM sino a geometría del ión (tener en cuenta
que los iones no forman moléculas).
NH4+
El N posee 4 pares de e- compartidos y ninguno sin
compartir, por lo que GE = GIón y será tetraédrica con
todos sus ángulos de 109,5º (postulados 1 y 2, ya que no
posee pares de e- sin compartir ni enlaces dobles ni
triples).
201
NO2-
El N posee 3 pares de e- a su alrededor (1º postulado y por
el 4º postulado el enlace doble lo considero como simple),
2 compartidos y uno sin compartir por lo que la GE ≠ GIón.
Sabemos por el 2º postulado que los pares de e- se ubican
lo más alejados posible entre ellos. Entonces la GE será
plana triangular por lo que pensamos en un ángulo “teórico”
de 120º y la geometría del ión será angular con ángulos
aproximados a 120º (por el 3º postulado los pares libres
ocupan más espacio).
Es decir que para justificar la GIón debemos enunciar los 4
postulados.
GIón: angular ángulo O-N-O aproximado a 120º
Veamos un resumen de lo visto:
202
Pares de e- GE GM
Ángulos Ejemplos
Totales: 2 Lineal Lineal
180º BeCl2, CO2 No polar Compart.
2 Sin
compartir - HCN
Polar
Totales: 3 Plana triangular
Plana triangular
120º BF3, SO3
No polar Compart. 3
Sin compartir
- Aprox. 120°
H2CO Polar
Compart. 2
Sin compartir
1
Angular
Aprox. 120º
SO2 Polar
NO2-
Totales : 4 Tetraédrica Tetraédrica
109,5º CH4
No polar Compart. 4
Sin compartir
- Aprox. 109,5°
CH3Cl CH2Cl2
Polar
Compart. 3
Sin compartir
1
Piramidal
Aprox. 109,5º
NH3, PH3
Polar
Compart. 2
Sin compartir
2
Angular
Aprox. 109,5º
H2O Polar
ClO2-
203
FUERZAS INTERMOLECULARES
Es muy importante notar que la palabra “intermoleculares” se refiere
a “ENTRE MOLÉCULAS”. Es decir, que nos referiremos a las
fuerzas de atracción existente entre moléculas. (Como ya dijimos en
otras oportunidades los compuestos iónicos no forman moléculas
sino redes cristalinas por lo que no se aplica lo que veremos a
continuación).
Todos sabemos que el H2O a temperatura ambiente se encuentra
en estado líquido. ¿Cuál es la diferencia con el H2O en estado
gaseoso?
Obviamente sigue siendo H2O sólo que las moléculas se encuentran
más separadas:
Líquido Gaseoso
204
Fuerzas intermolecularesFuerzas intermoleculares
Por lo tanto, para pasar del estado líquido al estado gaseoso
debimos entregar energía en forma de calor para vencer las fuerzas
de atracción existente entre las moléculas.
Notar que cuanto más intensas sean las fuerzas de atracción
existentes entre las moléculas, más energía debemos entregar para
separarlas es decir para pasar de un estado de agregación a otro.
Estudiaremos a continuación cuáles son estas fuerzas de atracción,
su intensidad y su relación con los puntos de fusión (PF) y puntos
de ebullición (PE) de las sustancias.
Recordemos que el punto de fusión es la temperatura que se debe
entregar para pasar del estado sólido al estado líquido y el punto de
ebullición es la temperatura que se debe entregar para pasar del
estado líquido al estado gaseoso (siempre a 1 atmósfera de
presión).
205
Las fuerzas intermoleculares son de tres tipos:
Fuerzas de London Fuerzas dipolo-dipolo ó de dipolo permanente Puente de hidrógeno
FUERZAS DE LONDON
Existen entre todas las moléculas.
Son más intensas cuanto mayor sea el tamaño de las moléculas.
Es especialmente importante entre moléculas no polares y entre
gases nobles ya que es la única fuerza intermolecular existente
entre ellas.
Está relacionada con la forma de las moléculas (cuanto más
ramificada sea una cadena menor será su intensidad).
Sabemos que los electrones se mueven alrededor de los núcleos.
Este movimiento provoca una deformación de la nube de
electrones. Si la nube electrónica se distribuye en forma asimétrica
se produce un dipolo:
206
Distribución electrónica Distribución electrónica asimétrica
simétrica Dipolo
A la atracción entre dipolos se la llama Fuerza de London:
Atracción entre dipolos
London
La atracción entre dipolos será más intensa cuanto mayor sea la
deformación de la nube de electrones, y ésta será mayor cuanto
mayor sea el tamaño de las moléculas.
Por lo tanto la intensidad de la fuerza de London será mayor
cuanto mayor sea el tamaño de las moléculas.
Diremos que una molécula tiene mayor tamaño cuando tiene mayor
masa molar M.
Cuanto mayor sea la atracción entre dipolos, más energía se deberá
entregar para separar las moléculas y por lo tanto mayores serán
los puntos de fusión y puntos de ebullición.
δ+ δ- δ+ δ-
δ+ δ-
207
Veamos las moléculas de Cl2, Br2 Y I2. Todas ellas son no polares,
por lo que entre ellas sólo existe la fuerza de atracción de London.
Si la intensidad de la fuerza de London fuera siempre igual estas
sustancias tendrían PE similares, sin embargo esto no es así.
La intensidad de dicha fuerza será mayor cuanto mayor sea la
deformación de la nube, y ésta será mayor cuanto mayor sea el n º
de electrones, es decir, la masa molar M.
208
Por ello habrá una mayor atracción entre dipolos y deberemos
entregar más energía para separarlos. Es por esto que el Cl2 es un
gas a T ambiente mientras que el Br2 es un líquido y el I2 es un
sólido.
Lo mismo sucede si comparamos la fuerza de London entre
moléculas orgánicas.
Tomemos 2 alcanos, que por ser no polares poseen entre sus
moléculas sólo la atracción de London.
A mayor tamaño
Mayor masa molar M
Mayor deformación de la nube electrónica
Mayor atracción entre los dipolos
Se debe entregar más Energía para separar los dipolos: MAYOR P.EB. y P.F.
209
Menor PF y PE Mayor PF y PE
En moléculas de forma similar (en este caso ambas son lineales), la
intensidad de la fuerza de London aumenta con el n º de electrones
deslocalizados que contienen, es decir con la masa molar.
Si las cadenas están ramificadas, las moléculas se encuentran más
alejadas entre si (por impedimento estérico) y por lo tanto, habrá
menor atracción entre ellas y tendrán puntos de fusión y puntos de
ebullición más bajos que las cadenas lineales de igual masa molar
M.
210
Mayor atracción Menor atracción
Fuerzas Dipolo-dipolo ó dipolo permanente
Existen únicamente entre sustancias cuyas moléculas son polares.
Cuanto mayor es la polaridad de las moléculas, más intensas
serán las fuerzas dipolo-dipolo que existen entre ellas y por lo tanto
aumentarán los puntos de fusión y puntos de ebullición.
Cadena lineal
Las moléculas se acercan más entre sí
Mayor atracción entre las moléculas
Mayor P.EB. y P.F.
Cadena ramificada
Las moléculas se encuentran más alejadas
Menor atracción entre las moléculas
Menor P.EB. y P.F.
211
Consisten en la atracción entre dipolos permanentes que se
producen por la aproximación de moléculas polares.
Las moléculas de H-Cl que son polares (ya que el Cl es más
electronegativo que el H) se atraen por fuerzas dipolo-dipolo:
En donde la parte positiva del dipolo se ve atraída por la parte
negativa del otro dipolo:
Atracción entre dipolos
Dipolo-Dipolo
Es importante remarcar que entre éstas moléculas existen tanto las
interacciones dipolo-dipolo como las de London.
δ+ δ- δ+ δ-
δ+
δ-
δ-
δ+
212
Puente de hidrógeno
Al igual que las interacciones de dipolo-dipolo, se da entre
moléculas polares pero que contienen un átomo de H unido a otro
átomo muy electronegativo como F, O, ó N.
Veamos el caso del H2O:
δ-
δ-
δ+ δ+
δ+ δ+
puente de H....
.
.
δ-
δ-
δ+ δ+
δ+ δ+
puente de H....
.
.
Notar que el puente se forma entre el H de una molécula y el O de
la otra.
δ+
Atracción puente de hidrógeno
δ-
213
Esto provoca que el agua tenga un punto de ebullición
“anormalmente” alto de 100ºC, comparado con otras sustancias
tales como el H2S (PE -61º C) ó el H2Se (PE -42º C).
Veamos sus fuerzas intermoleculares:
Sustancia
GM polaridad
M g/mo
l
London
ΔE
Dip-dip
Puente H
PE º C
H2O Angular
µ ≠ 0 18 L 1,3
D-D Pte H 100
H2S Angula
r
µ ≠ 0 34 L 0,
5
D-D - -61
H2Se Angular
µ ≠ 0 81 L 0,4
D-D - -42
Si sólo tenemos en cuenta la fuerza de London llegaríamos a una
conclusión equivocada ya que el que posee mayor fuerza de
London es el H2Se por ser el de mayor M y pensaríamos que debe
ser el de mayor punto de ebullición:
Sustancia M
g/mol London
H2O 18 L
H2S 34 L
H2Se 81 L
214
Sustancia
GM polarida
d
M g/mo
l
London
ΔE
Dip-dip
Puente H
PE º C
H2S Angula
r µ ≠ 0 34 L
0,5
D-D - -
61
H2Se Angula
r µ ≠ 0 81 L
0,
4 D-D -
-
42
Si observamos la tabla anterior vemos que la fuerza dip-dip es
similar entre las moléculas de ambas sustancias, pero la fuerza de
London es más intensa (eso lo representamos con una L de mayor
tamaño) en el caso del H2Se, por lo que es lógico que posea mayor
punto de ebullición. (Recordar que -42°C es una temperatura mayor
que -61°C).
Sin embargo a pesar de tener la London menos intensa de las 3
sustancias el H2O tiene un punto de ebullición muy superior. Esto se
debe a que entre las moléculas de H2O existe una interacción dip-
dip más intensa y además, por tener el enlace O-H, existe puente
de H entre las moléculas, lo que se traduce en un mayor punto de
ebullición:
Sustancia London Dip-dip Puente
H PE º C
H2O L D-D Pte H 100
H2S L D-D - -61
H2Se L D-D - -42
215
Comparemos ahora los puntos de ebullición de un alcohol y un éter
de M similar. Vimos que ambos compuestos son polares ya que el
O de ambos tiene GM angular.
L = LD-D = D-D - Pte H
3
33
3 2
2
223
23
22
22
2
.
.
.
.
.
.
L = LD-D = D-D - Pte H
3
33
3 2
2
223
23
22
22
2
.
.
.
.
.
.
Éter Alcohol Mayor PE
La fuerza de London en ambos es similar ya que tienen la
misma M. El dipolo es el mismo en ambos y como sólo entre las
moléculas de alcohol existe la interacción de puente de H, el alcohol
tendrá mayor punto de ebullición.
Es importante aclarar que no siempre el alcohol tendrá mayor punto
de ebullición que el éter, ya que si el éter tiene una M mucho mayor,
su London será más intensa y puede superar en intensidad al
puente de H:
L L
D-D D-D Pte H
d-
d-
3
3
3
2
.
.
23 3
3
2
2 2
2..
d+..
2
2
d+
2
2 L L
D-D D-D Pte H
d-
d-
3
3
3
2
.
.
23 3
3
2
2 2
2..
d+..
2
2
d+
2
2
Éter Alcohol
Mayor PE Menor PE
216
El puente de H no tiene la misma intensidad si se trata de un alcohol
primario, secundario ó terciario:
CH3
CH3
OH
CH3
CH3
CH3
OH
CH3
CH3
O H
CH3
OHCH3
OH CH3
OHCH3
CH3CH3
OH
Alcohol primario Secundario Terciario
Usando modelos:
Vemos que si el alcohol es primario, el –OH está en la punta es
decir, se encuentra muy expuesto y forma puentes de H con
facilidad. Mientras que si el alcohol es secundario ó aún más en el
caso de que sea terciario, el –OH se encuentra más impedido para
poder formar puentes de H, por lo que los que se formen serán de
menor intensidad.
En general diremos que para alcoholes de M similar será (debido a
la distinta intensidad de los puentes de H):
PE alcohol 1º >
PE alcohol 2º >
PE alcohol 3º
217
También habíamos visto que en general a M similar las sustancias
de cadenas lineales poseían mayores puntos de ebullición que las
ramificadas (debido a la distinta intensidad de las fuerzas de
London):
Si debemos comparar puntos de ebullición de 2 alcoholes en donde
se den ambos efectos, debemos recalcar que el 1º prevalece sobre
el 2º.
CH3 OH
CH3
CH3
OH
CH3
OH
CH3 CH3
CH3
CH3
OH
Primario primario secundario terciario
Lineal ramificado lineal ramificado
PE: 118º C PE: 108º C PE: 99,5º C PE: 82,8º C
PE cadena lineal > PE cadena ramificada
218
Veamos ahora cómo es la intensidad del puente de H cuando el
átomo más electronegativo es el N.
Si comparamos el punto de ebullición del H2O (100º C) con respecto
al punto de ebullición del NH3 (-33,4º C) notaremos que el del H2O
es mucho mayor a pesar de que las M son similares, es decir sus
London son similares. Esto se debe a que la interacción dipolar es
mayor en el H2O debido a una mayor diferencia de
electronegatividades pero sobre todo a que el puente que forma el
H con el N es mucho menos intenso al que forma con el O.
L L
D-D D-D
Pte H Pte H d-
.
.
.
.d-
d+d+
.
..
.
.
..
.
L L
D-D D-D
Pte H Pte H d-
.
.
.
.d-
d+d+
.
..
.
.
..
.
Esto también es válido para comparar puntos de ebullición de
alcoholes con aminas de M similares. Como sus London serán
similares y el puente de H que forman los alcoholes es más intenso
que el que forman las aminas, los alcoholes tendrán mayor punto de
ebullición que las aminas de M similar.
Recordemos además que hay aminas 1º, 2º y 3º. Las aminas 3º no
poseen el enlace N-H por lo que no tienen la interacción de puente
de H. Por tanto si comparamos sus puntos de ebullición, a igual M
tendrá menor punto de ebullición la amina 3º.
219
Comparemos el alcohol 1º con la amina 1º y con la amina 3º de M
similar:
CH3
N
HH
N
CH3CH3
CH3CH3
OH
Alcohol 1º Amina 1º Amina 3º
PE: 97,2º C PE: 48,7º C PE: 3,0º C
L L L
D-D D-D D-D
Pte H Pte H
Notar que la trimetilamina, a pesar de tener la misma M que la
propilamina tiene una fuerza de London de menor intensidad. Esto
es debido a la forma piramidal de la trimetilamina que no permite
una gran atracción entre sus moléculas:
Otra cosa que afectará los puntos de ebullición es si la molécula
posee más de un grupo capaz de formar puentes de H con las otras
moléculas. Obviamente cuantos más grupos capaces de formar
puente tenga, mayor atracción habrá entre las moléculas y mayor
será el punto de ebullición de la sustancia correspondiente:
220
.
. .
.
.
.
2 2
22.
..
.
.
..
.
.
.
.
.
3
3
2
22
2
.
. .
.
.
.
2 2
22.
..
.
.
..
.
.
.
.
.
3
3
2
22
2
PE: 97,2º C PE: 198º C
221
PROPIEDADES DE LOS METALES
Los metales son sólidos a temperatura ambiente, salvo el mercurio
que se encuentra al estado líquido.
Los sólidos metálicos están formados por una red formada por
cationes rodeados por una nube de electrones.
Entre los cationes y los electrones que los rodean existe atracción
electrostática.
Las propiedades de los metales son las siguientes:
Puntos de fusión relativamente altos.
Dúctiles y maleables.
Buenos conductores del calor y de la electricidad (debido al movimiento de los electrones).
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Vimos que los compuestos iónicos no forman moléculas sino redes
cristalinas. En ellas los cationes están rodeados de los aniones y
viceversa. Estas redes se mantienen unidas por la fuerza de
atracción electrostática entre las cargas opuestas. Esta atracción es
muy intensa, por lo que hace falta mucha E para vencerla y poder
romper la red cristalina, es por ello que los compuestos iónicos son
sólidos a T ambiente y funden a T mayores a los 200º C (altos
puntos de fusión y puntos de ebullición).
Hay distintas estructuras cristalinas, por ejemplo la de NaCl tiene
forma cúbica:
222
Los compuestos iónicos son solubles en solventes polares como el
H2O.
Esto es debido a que los solventes polares forman dipolos que
rodean a cada uno de los iones, separándolos:
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+ Cl-
223
Entre los iones y el solvente existe la atracción ión-dipolo.
Recordemos que la corriente eléctrica es un flujo ó movimiento de
cargas.
Debido que los cristales son estructuras rígidas (donde no hay
movimiento de los iones) los compuestos iónicos NO conducen la
corriente eléctrica a T ambiente (es decir al estado sólido).
Pero si lo fundimos (pasamos el cristal del estado sólido al estado
líquido rompiendo el cristal) ó formamos una solución (disolviéndolo
en un solvente polar), los iones quedan libres, habrá movimientos
de cargas por lo que conducen la corriente eléctrica.
224
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS
SUSTANCIAS Estado de agregación
a T amb
PF y PE
IONICAS MeNoMe
Sólido Redes cristalinas
Estructuras rígidas
Atracción por fuerzas
electrostáticas
ALTOS
COVALENTES NoMeNoMe
Sólido Líquido ó Gaseoso
Moléculas Atracción por
fuerzas intermoleculares
BAJOS
225
SUSTANCIAS SOLUBILIDAD Cond. de corriente
IONICAS Son solubles en sv polares como el H2O por interacción ión-dipolo
Son insolubles en SV no polares como el CCl4 o el hexano
No conducen
en estado sólido
Si conducen fundidos ó
en solución
COVALENTES Las sustancias polares son
solubles en sv polares:
Las sustancias no polares son
solubles en sv no polares como el CCl4 o el hexano
No
conducen
226
227
SOLUBILIDAD DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
En el caso de los compuestos orgánicos debemos agregar
que su solubilidad en H2O dependerá de 2 factores:
El tamaño de la cadena hidrocarbonada.
La posibilidad de formar puentes de H con el H2O.
Tamaño de la cadena hidrocarbonada
Sabemos que la cadena formada por C e H (cadena
hidrocarbonada) es
no polar. Por ello, los alcanos, alquenos y alquinos son
solubles en sv no polares.
Si queremos estudiar la solubilidad de compuestos
oxigenados, nitrogenados ó halogenados que son polares,
debemos tener en cuenta el tamaño de la cadena
hidrocarbonada ya que ésta es no polar.
Por ser la cadena hidrocarbonada no polar, cuanto más larga
sea ésta, menor será la solubilidad en H2O ó en otros sv
polares.
CH3
OHCH3
OH
No polar Polar No polar Polar
Mayor solubilidad Menor solubilidad
228
Posibilidad de formar puentes de H con el H2O
A igual tamaño de la cadena hidrocarbonada, cuantos más
grupos funcionales formen puentes de H con el H2O, mayor
será la solubilidad.
OHOH
Mayor solubilidad Menor solubilidad
CH3
OH
OH HOH
H
OH
H
Evaluemos qué sucede si comparamos la solubilidad de un
alcohol y un éter isómeros:
Mayor tamaño de la cadena hidrocarbonada
Menor solubilidad
Mayor posibilidad de formar puentes de H con
el H2O Mayor solubilidad
229
CH3 OHCH3 O CH3
H
O HH
OH
Solubilidades similares
Como la cadena hidrocarbonada es del mismo tamaño y
ambas sustancias forman puente de H con el H2O las
solubilidades serán similares.
Recordar que el éter no puede formar puentes de H con otras
moléculas de éter, pero sí lo puede hacer con moléculas de
H2O ya que esta última actúa como dador de H.
Solubilidad en solventes no polares
En el caso de utilizar solventes no polares como el CCl4 o el
hexano serán solubles aquellos solutos que también sean no
polares como por ejemplo, los alcanos, alquenos y alquinos.
Cabe aclarar que en este caso si la molécula posee grupos
funcionales polares, la sustancia será más soluble cuanto
mayor sea el tamaño de la cadena hidrocarbonada que es la
parte no polar de la sustancia.
230
Mayor tamaño de la cadena hidrocarbonada
Mayor solubilidad en solventes no polares
Menor cantidad de grupos funcionales polares
Mayor solubilidad en solventes no polares
