domingo, 8 de agosto de 2010

Apartado IV: Enlaces químicos

Todos conocemos ya los elementos de la Tabla Periódica. Pero estos no se quedan como están, es decir, se combinan formando compuestos, cuya unidad más pequeña es la molécula. Es verdad que todos los elementos (excepto los gases nobles, aunque ya se ha sintetizado algún compuesto) forman compuestos, pero no todos lo hacen de la misma manera. Es decir, los átomos necesitan enlazarse con el fin de crear una sustancia nueva, a la que he hemos llamado compuesto. Ahora bien, si hay distintos tipos de elementos (metales, semimetales, no metales), los enlaces formados no serán los mismos en cada unión de átomos. En breve, os explicaré los tres tipos de enlaces más importantes y de los que más se suelen hablar.

El primero de ellos es el enlace iónico.

El enlace iónico ocurre cuando se enlaza un metal con un no metal. El compuesto iónico por excelencia es el cloruro sódico (NaCl).
Este tipo de enlace consiste en que los átomos de los elementos que se unan, deban ceder o ganar electrones, convirtiéndose en iones positivos o negativos (cationes o aniones), viniendo de ahí el nombre de enlace iónico.

Ya os pondré sus características.

Ejemplos de compuestos iónicos: CaF2, KCl, Na2S, KI, PbI, FeBr3, FeBr2, AuF, AgCl, BeS, Mg2Se, BeTe.

El segundo tipo de enlace es el enlace covalente.

El enlace covalente ocurre cuando se combina un no metal con un no metal. El compuesto covalente por excelencia es el agua u óxido de hidrógeno (H2O).
Este tipo de enlace consiste en que cuando se combinan los átomos de dos elementos que sean no metales tienen que compartir electrones. Mediante los Diagramas de Lewis os podéis orientar mejor. (Ya os mostraré un diagrama de Lewis). Veréis que pueden surgir enlaces simples, dobles o triples. Un ejemplo de enlace triple enlace es el que posee la molécula de nitrógeno atmosférico (N2), ya que N≡N, y ya os explicaré el porqué de esto.

Próximamente, características del enlace covalente.

Ejemplos de compuestos covalentes: CO2, SO3, SiO2, NP, BP, As2S3, PCl5, BrCl.

El tercer y último tipo de enlace es el metálico.

El enlace metálico no es como los otros 2. No precisa de la combinación de elementos, sino que basta con saber que ocurre en todos los metales. Dentro de poco os explicaré en que consiste y algunas de sus características.

Como ejemplos de enlace metálico, yo diría todos los metales.


Hasta aquí la entrada de enlaces químicos. Pero ¡ojo!, que todavía me faltan cosas:

-Descripción del enlace metálico.

-Redactar las características correspondientes a cada tipo de enlace.

-Explicación del Diagrama de Lewis con ejemplos.

De momento, no tengo tema para el Apartado V. Os ánimo a que me déis ideas para que publique algo que os guste. Por una vez, voy a dejar que decidáis vosotros.

lunes, 12 de julio de 2010

Apartado III: Reacciones químicas y ecuaciones radiactivas o nucleares

En la naturaleza, podemos encontrar una serie de elementos únicos. Pero, si encontramos compuestos, eso quiere decir que los elementos habrán reaccionado entre sí para dar una sustancia nueva. Por ejemplo, el CO2 sale de hacer la reacción de carbono, C + oxígeno, O2.

-En fin, os pongo al día sobre la definición de reacción química:

-Una reacción química es el proceso en el que, mediante reorganización de enlaces y átomos, una o más sustancias iniciales se transforman en otras distintas.

Por ejemplo:

AgNO3 + HCl ----> AgCl + HNO3

Pronto sabréis interpretar correctamente una ecuación química (la reacción que acabo de escribir).

Antes de ponernos a realizar ecuaciones químicas, debemos saber las leyes ponderales, una serie de leyes que son fundamentales para continuar con el tema.

1-Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa.

"La masa total de un sistema permanece invariable, cualquiera que sea la transformación que tenga lugar en él."

2 H2 + O2 --->2 H2O
4g + 32g--> 36 g

2-Ley de Proust o de las proporciones definidas.

"Cuando dos o más elementos se combinan para formar el mismo compuesto, lo hacen siempre en proporciones de masas definidas y constantes."

2 H2 + O2 ---> 2 H2O ↔ H2 + 1/2 O2 ----> H2O

4g + 32g---> 36g ---->/2--> 2g + 16g ------> 18 g


Leyes volumétricas

3-Ley de Gay-Lussac para los volúmenes de los gases.

"Cuando los gases se combinan entre sí para formar nuevos compuestos gaseosos, sus volúmenes respectivos guardan una proporción de números enteros sencillos, siempre y cuando estén medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura."

3.1-Hipótesis de Avogadro.

"Volúmenes iguales de gases diferentes sometidos a las mismas condiciones de presión y temperatura contienen un número idéntico de moléculas."


Hasta aquí las principales leyes de las reacciones químicas. A continuación, explico lo que es el volumen molar, y ya empezamos con las reacciones:

-Volumen molar: Es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura (1 atm y 0ºC).

-El volumen molar medio de todos los gases es de 22,4 L.


Ok. Ahora ya sí que empezamos con ecuaciones químicas.

Una ecuación química es una expresión que representa una reacción química cualquiera. Existen dos partes bien diferenciadas:

-Reactivos: Son las sustancias que van a reaccionar.
-Productos: Sustancias nuevas obtenidas a partir de los reactivos.

La representación sería así:


Reactivos -----> Productos

A + B ----> C + D


Ahora bien, las ecuaciones químicas nunca se nos darán de manera perfecta. Quiero decir que siempre habrá algún átomo de más en dichas ecuaciones, por lo que tendremos que saber ajustar.


-Ajustar, digamos que es hacer que la reacción esté equilibrada.


-La manera más sencilla de ajustar una ecuación química es poner coeficientes al lado izquierdo del átomo o molécula que se quiere ajustar. También se suelen emplear fracciones, e incluso letras (este de momento no os le digo).


-Por coeficientes:


N2 + 3 H2 --->2 NH3



-Por fracción:


Mg + 1/2 O2 ----> MgO



Ah, casi se me olvidaba. La mayoría de los elementos se presentan como monoatómicos. Sin embargo, existen 7 elementos que siempre están en forma diatómica. Son: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2 y I2. Tenéis dos elementos diatómicos en la reacción de "por coeficientes".


Ejercicio: Ajusta la siguiente ecuación química:

C3H8 + O2 -----> CO2 + H2O


Pista: Observa en que parte de la reacción faltan átomos.


*Por cierto, otra cosa. Siempre que escribáis una reacción, procurad poner el estado de agregación de la sustancia al lado derecho de cada una:

(s): sólido.
(l): líquido.
(g): gaseoso.
(ac o aq): acuoso.

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*Antes de nada, os explico lo que es el mol.

Mol: Es la cantidad de sustancia que contiene 6,022 * 10^23 entidades elementales como tantos átomos hay en 0,012 kg (12 g ) del isótopo de carbono-12 (¹²C).

Por ejemplo, un mol de cloro son 35,5 g. Eso nos quiere decir que en un mol de cloro (35,5 g) hay 6,022 * 10^23 átomos.


Os doy una fórmula que os va a venir bien para hallar moles:


n (mol)= m( kg o g)/ M (kg o g/mol)


donde M es la masa molar (masa de un mol de átomos, moléculas, iones, etc).


Estequiometría.

Estudia las proporciones en las que se combinan las sustancias en una reacción.

Aunque no lo parezca, gracias a una ecuación química podemos determinar la cantidad de un reactivo que queremos que reaccione con otro. Para realizar este proceso, es conveniente seguir los siguientes puntos:


1-Escribimos la ecuación química ajustada.

2-Establecemos la estequiometría ( en mol).

3-Indicamos la cantidad que se conoce de cada sustancia y hallamos la cantidad que no tenemos (las masas atómicas y moleculares os pueden ayudar).

4-Establecemos la proporción resultante y la resolvemos.


Ejemplo: Determina la cantidad (en g) obtenida de CaO a partir de 500g de CaCO3:



CaCO3 -----> CaO + CO2


1 mol -----> 1 mol + 1 mol


100 g ----> 56 g + 44 g

1ª Forma:

1º Paso: Pasamos los gramos a moles:

n=500 g CaCO3/100 g/mol =5 mol CaCO3


2º Paso: Hallamos mol CaO:

Si con 1 mol CaCO3 obtenemos 1 mol CaO;
Con 5 mol CaCO3 obtenemos x mol CaO; ----> x=5 mol CaO


3º Paso: Hallamos g CaO:

1 mol/56g=5 mol/x g------> x=280 g CaO


2ª Forma:


Hallamos directamente los g de CaO:
100 g CaCO3 ------> 56 g CaO

500 g CaCO3 ------> x g CaO-----> x=280 g CaO

Una vez acabada la estequiometría, damos paso a los tipos de reacciones:


1. Reacciones exotérmicas: Reacciones en la que se desprende energía.

H2 + 1/2 O2 ---> H2O --------> Calor de reacción: -241,8 kJ/mol


2.Reacciones endotérmicas: Reacciones en la que se absorbe energía.

CaCO3 (s) -----> CaO (s) + CO2 (g) ----> Calor de reacción: +178 kJ/mol

Las ecuaciones químicas que se expresan así se denominan ecuaciones termoquímicas.

3. Reacciones de combinación o síntesis: Es aquella en la que dos sustancias en su estado natural (no iones) reaccionan para dar una única sustancia nueva.

H2 + I2 ----> 2 HI

Hidrógeno + yodo ----> Yoduro de hidrógeno


4. Reacciones de descomposición: Se trata de reacciones químicas en la que una sustancia se separa en dos o más sustancias menos complejas, generalmente a causa de la acción del calor, luz o electricidad.
CaCO3 ------> CaO + CO2

Carbonato de calcio -----> Óxido de calcio + dióxido de carbono

KClO3 ----> KCl + O2

Clorato de potasio ----> Cloruro de potasio + oxígeno

Ciclo del ozono (O3)


1- O2 + radiación UV --> O + O


2- O2 + O ----> O3


3- O3 + radiación UV --> O2 + O

4- O3 + O --> O2 + O2

Destrucción de la capa de ozono por descomposición del CFC

1- CFC (3 átomos de Cl) + radiación UV --> CFC (2 átomos de Cl) + Cl

2- Cl + O3 ----> Cl2O + O2


5-Reacciones de sustitución o desplazamienzo: Aquí, un elemento un compuesto es desplazado por otro. También es aquella en que dos elementos de distintos compuestos se deplazan mutuamente de ambos compuestos. Las reacciones de precipitación estarían incluidd dentro de este tipo.

CuSO4 (ac) + Fe (s) ---> FeSO4 (ac) + Cu (s)

Sulfato de cobre + hierro ---> Sulfato de hierro + cobre

Esta ecuación química tiene un componente orgánico.↓


CH3 - CHCl - CH3 + AgOH --> CH3 - CHOH - CH3 + AgCl

2-cloropopano + hidróxido argéntico ---> 2-propanol + cloruro de plata


6-Reacciones ácido-base. Según Svante Arrhenius.

Ya escribí un apartado sobre este tipo de reacciones, por lo que voy a decir lo fundamental con ejemplos:

-Ácido: Toda sustancia que, en disolución acuosa, se disocia dando iones hidrógeno, H+.

-Base: Toda sustancia que, en disolución acuosa, se disocia dando iones hidróxido, OH-.


Ecuacìón química ácida:


HCl (ac)---> H+(ac) + Cl-(ac)

Ácido clorhídrico ---> Ión hidrógeno + ión cloruro

HBr ----> H+ + Br-

Ácido bromhídrico ---> Ión hidrógeno + ión bromuro



Ecuación química básica:

NaOH ---> Na+ + OH-

Hidróxido sódico ---> Ión sodio + ión hidróxido


Mg(OH)2 -----> Mg2+ + 2 OH-

Hidróxido de magnesio ----> Ión magnesio + iones hidróxido.


Escala de pH ---> Consultar "Apartado I: pH".


7-Reacciones de neutralización: Aquellas en la que un ácido reacciona con una base para formar sal y agua.

HCl + NaOH ---> NaCl + H2O

Ácido clorhídrico + hidróxido sódico ---> Cloruro de sodio + agua


HCOOH + KOH ----> HCOOK + H2O

Ácido metanoico + hidróxido potásico -->sal orgánica + agua


Aquí os dejo unos ejercicios de reacciones de neutralización:

1) Completa la siguiente reacción de neutralización:

HNO3 + NaOH ----->

2) Escribe las reacciones de neutralización en la que se pueda obtener:

a) Nitrato de potasio. (KNO3)
b) Cloruro de estaño. (SnCl2)


8. Reacciones de oxidación y reducción, también llamadas "redox".


-Reacción de oxidación: Cualquier proceso en el que un elemento o un compuesto gana oxígeno.

-Reacción de reducción: Cualquier proceso en el que un compuesto pierde oxígeno.


Ecuación química de oxidación:

2 Fe (s) + O2 (g) ---> 2 FeO (s)

Hierro + oxígeno ---> Óxido ferroso

Ecuación química redox:

CuO (s) + H2 (g) ---> Cu (s) + H2O (g)

Óxido de cúprico + hidrógeno ---> Cobre + agua

¿Qué ha sucedido?

Al reaccionar el óxido de cobre con el hidrógeno, este óxido ha cedido el átomo de oxígeno al hidrógeno, con lo que se ha reducido. El hidrógeno, al ganar dicho átomo, se ha oxidado.

9-Reacciones de combustión: Son reacciones de oxidación rápidas en las que se desprende calor y luz. En una ecuación química, desprende CO2 + H2O SIEMPRE.

CH4(g) + 2 O2 (g) ---> CO2 (g) + 2 H2O (g)

Metano + oxígeno ---> Dióxido de carbono + agua


C6H12O6 (ac) + 6 O2 (g) -----> 6 CO2 (g) + 6 H2O (g)

Glucosa + oxígeno ---> Dióxido de carbono + agua


Hasta aquí todos los tipos de reacciones existentes. Si alguien quiere que le ayude con alguna ecuación química difícil o si queréis que ponga más ejemplos de ecuaciones químicas, decídmelo. A continuación, voy a describir un poco lo que son las ecuaciones o interacciones radiactivas (nucleares)y pondré unos pocos ejemplos.


Radiactividad: Es el fenómeno por el cual los núcleos de los átomos de ciertos elementos son capaces de emitir, de manera espontánea, radiaciones que les hacen transformarse en otros elementos.


Las sustancias radiactivas pueden llegar a emitir 3 tipos de radiaciones:

-Radiación alfa o partículas alfa: Son partículas constituidas por dos protones y dos neutrones, es decir, son núcleos de átomos de helio, [4,2]He, donde 4 es el número másico y 2 el número atómico. Si habéis leído el "Apartado II: Tabla Periódica de los Elementos", sabréis de lo que hablo. Si un núcleo radiactivo emite partículas alfa, estas se transforman en partículas con características similares al núcleo del He.
Representación mediante la ecuación nuclear:

[A,Z]X --->[A-4, Z-2]Y + [4,2]He

Ejemplo:

[210,84]Po---->[206,82]Pb + [4,2]He

Polonio-210----> Plomo-206 + Helio-4


[238,92]U--->[234,90]Th + [4,2]He

Uranio-238--->Torio-234 + Helio-4

-Radiación beta o partículas beta: Son electrones muy rápidos [0,-1]e. Las partículas beta surgen de la desintegración de un neutrón en un protón y un electrón.

[1,0]n----->[1,1]p + [0,-1]e

Si un núcleo radiactivo emite una partícula beta, su número másico permanece igual, pero el número atómico aumenta una unidad.

Representación de la ecuación nuclear:

[A,Z]X -----> [A,Z+1]Y + [0,-1]e

Ejemplo:

[210,83]Bi ----> [210, 84]Po + [0,-1]e

Bismuto-210----> Polonio-210 + radiación beta

Radiación gamma: Radiación de alta energía que forma parte del espectro electromagnético.

Si un núcleo radiactivo emite radiación gamma, no se ven afectados ni el número másico ni el número atómico.

-Para analizar un isótopo radiactivo es imprescindible conocer su vida media, o tiempo necesario para que se desintegren la mitad de los núcleos existentes respecto a una muestra de un isótopo radiactivo.

Ej: La vida media del carbono-14 es de 5.730 años.

Hasta aquí el "Apartado III: Reacciones químicas y ecuaciones radiactivas o nucleares". Espero que hayáis disfrutado bastante con esta entrada, porque para mí, química, junto con biología y puede ser matemáticas, es una de mis asignaturas preferidas. Espero que las ecuaciones radiactivas os hayan resultado fáciles, porque son sencillísimas de realizar. Seguiré publicando más entradas de química :).

sábado, 10 de julio de 2010

Apartado II: Tabla periódica de los elementos





Como ya sabéis, la tabla periódica de los elementos es una tabla en la que se representan todos los elementos descubiertos hasta el momento. Creada por Dimitri Mendeleiev en 1869, aún hoy día sigue ampliándose con más elementos (aunque sean de tipo radiactivo). A la izquierda, imagen de la tabla periódica.

-Estos elementos están ordenados por su número atómico (nº de protones en el núcleo, y de electrones si es un átomo neutro).

-Cada elemento posee unas características en particular, que son las siguientes:

  1. Número atómico (Z): Se define como el número que protones que contiene el núcleo de un átomo. Por ejemplo:

Sodio-->Z=11 protones

-Si un átomo es neutro (no ha sufrido alteraciones de sus electrones, es decir, no es un ión), el número atómico es igual al número de electrones.

2. Número másico (A): Se define como el número de protones(p+) y neutrones (n) contenidos en el núcleo atómico. En expresión matemática, se representa así:

A= Z + N

donde A es el número másico, Z el número atómico o de protones y N el número de neutrones.

3. Masa atómica: Es la masa de un átomo medida por comparación con la del átomo de carbono-12. Cuando explique lo del mol, lo veréis mucho más sencillo.

Por ejemplo-->Masa atómica del oxígeno (O): 16 u (unidades de masa atómica*).

*Unidad de masa atómica (uma o simplemente u): Se define como la doceava parte de la masa del isótopo de carbono-12.

4. Densidad (ρ): Se define como el cociente entre la masa y el volumen de una sustancia determinada. Su unidad en el SI es el Kg/m3.

5. Electronegatividad: De momento, no voy a definir electronegatividad, ya que todavía no lo he dado. Lo que si os puedo decir es que el elemento con mayor electronegatividad es el flúor (F).

-Características adicionales:

1.Cada elemeento posee su propio símbolo--> Germanio (Ge), Aluminio (Al), etc...

2.Los elementos pueden ser o no radiactivos:

-->No radiactivo: Estaño (Sn).

-->Radiactivo: Uranio (U). En caso de hablar de elementos radiactivos, a estos se les asigna una vida media.

3.Radio atómico: Radio del átomo medido en ángstroms (Å). Recuerda que 1 Å =10^-10 m.

A continuación os represento el diagrama de Pauling. Con este diagrama, podemos representar el número de electrones que tiene un átomo cualquiera (configuración electrónica), así como sus posibilidades de convertirse en un ión. Así mismo, a partir de la configuración electrónica de un elemento, podemos averiguar en qué grupo y en qué período se encuentra. Recordad que un ión es un átomo que ha cedido (catión) o ganado (anión) electrones.

Diagrama de Pauling

1 s2

2 s2 p6

3 s2 p6 d10

4 s2 p6 d10 f14

5 s2 p6 d10 f14

6 s2 p6 d10

7 s2 p6

Configuración electrónica del sodio (Na); sabiendo que Z=11

1 s2 2 s2 2 p6 3 s1

Configuración electrónica del ión potasio (K+); sabiendo que Z=19

1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6

En esta última, hemos quitado el "4 s1", ya que se trata de un ión, por lo que no tiene 19 electrones, sino 18.-->2+2+6+2+6=18 electrones (e-).

Configuración electrónica del ión cloruro (Cl-); sabiendo que Z=17

1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3p6

¿Qué es lo que pasa aquí?

En el ión potasio, vimos que quitábamos el "4 s1", ya que ahí se había perdido un electrón. Pero en el cloro, al tratarse de un anión, este elemento ha ganado un electrón, y en vez de ponerse "3 s5" para dar 17, se ha puesto "3 p6", para dar señal de que se trata de un ión negativo.

Configuración electrónica del osmio (Os); sabiendo que Z=76

1 s2 2 s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3 d10 4 p6 5 s2 4 d10 5p6 6 s2 4 f14 5 d6.

Es una configuración electrónica un poco más larga, debido al incremento de Z.

Aquí os he dejado 4 ejemplos de configuraciones electrónicas. Si queréis saber más, consultarme cualquier duda sobre esto o que os ponga algún ejemplo más de config. electrónica, no tenéis más que decírmelo. Podéis comentarme en el propio blog, y yo os resolveré la duda o cualquier cosa que queráis saber. Ahora os dejo un enlace en el que viene una tabla periódica con muchas características del elemento (posibles compuestos que forma, origen del nombre...):

http://www.alonsoformula.com/inorganica/tabla_periodica.htm

Apartado I: pH

¿Porqué el limón es ácido?¿Porqué el agua es neutra?... Todas estas preguntas tienen respuesta si sabemos y conocemos el pH. El pH consiste en una escala numérica del 0 al 14 la cual nos permite conocer el grado de acidez o basicidad de una sustancia determinada.

Depende del pH, una sustancia es:

-Ácida, con pH<7.
-Neutra, con pH=7.
-Básica, con pH>7.

El pH se puede detectar de varias formas. Están recopiladas aquí abajo:

1-Mediante el uso de indicadores de pH. Estos cambian de color según estén en medio ácido o básico. Algunos ejemplos de ellos son fenolfateína, tornasol, naranja de metilo, azul de bromotimol, azul de metileno, rojo neutro.

2-Utilizando el papel indicador de pH. Al mojar el papel en una sustancia, recibirá un color conforme al medio ácido (rojo) o básico (verde oscuro o azul). Si es neutro, no se colorea.

3-Mediante el pH-metro. Al introducir el pH-metro en la sustancia, el mismo artilugio nos da el pH de la sustancia en el momento.

4-En el laboratorio: Podemos determinar la concentración de iones H+ de una sustancia, y con la siguiente fórmula, hallar su pH:

pH=-log[H+]

Ej: Concentración de iones H+: 10^-3

pH=-log[10^-3]-->pH=3
Pero... ¿Y si se trata de una sustancia básica? Las bases siempre desprenden los iones OH- (como luego veremos en la definición de base). Entonces, debemos utilizar el pOH:
pOH=-log[OH-]
Pero:
pH + pOH=14
Ej: Concentración de iones OH-: 10^-2.
pOH=-log[10^-2]-->pOH=2-------->pH + pOH=14---> pH + 2=14-->pH=12
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Reacciones ácido-base
Svante Arrhenius formuló la definición de ácido y base (teoría de la disociación iónica).
Un ácido es toda sustancia que, en disolución acuosa, se disocia dando iones hidrógeno, H+.
HCl (ac)-->H+ (ac) + Cl-(ac).
Una base es toda sustancia que, en disolución acuosa, se disocia dando iones hidróxido, OH-. El grupo OH- es también conocido como el grupo hidroxilo.
NaOH (ac)-->Na+(ac) + OH- (ac).
¿Qué pasa entonces con el agua?
Al reaccionar iones H+ con iones OH-, se forma agua:
H+ (+) OH- --->H2O
O lo que es lo mismo, el H2O se disocia en iones H+ y OH-:
H2O-->H+ (+) OH-
De esta manera, el agua es una sustancia neutra, con pH=7.