viernes, 8 de agosto de 2014

Química - Fuerzas intermoleculares o de Van der Waals


1) Fuerzas de London: siempre que existan moléculas se dará entre ellas una atracción transitoria dominada por la fuerza de London o fuerzas de dispersión de London. Es una atracción que surge por la generación intramolecular de un dipolo transitorio (momento dipolar) por el movimiento constante de los electrones que, en un determinado momento generan en la molécula una densidad de carga positiva y negativa dada su desigual distribución alrededor del núcleo de los átomos.

Las moléculas que no son polares pueden interactuar entre sí únicamente a través de estas fuerzas. 



2) Fuerzas dipolo-dipolo: se da entre moléculas polares, es decir, con dipolo permanente. Una molécula polar es tal como consecuencia de la presencia de enlaces polares entre los átomos que la componen y/o por la distribución espacial de éstos (geometría molecular).

3) Fuerzas Puente de Hidrógeno: sucede entre moléculas en las que los átomos de hidrógeno se unen a oxígeno, nitrógeno o flúor. El enlace resulta polar, los electrones están desplazados hacia el átomo del elemento más electronegativo (O, N o F) generando una zona de densidad de carga negativa dentro de la molécula, mientras que los átomos de hidrógeno representan las zonas de densidad de carga positiva. Así, las zonas más positivas interactúan por atracción culómbica con las más negativas.


Química - Geometría electrónica y molecular


               La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula. Es un determinante de muchas de las propiedades del compuesto como la polaridad, el color, el magnetismo o la función biológica. Si bien pueden determinarse las geometrías moleculares por técnicas físicas o por métodos semiempíricos, pueden predecirse conociendo el modo en el que se enlazan los átomos y los postulados de la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV).

               La TRePEV tiene como premisa el hecho de que los electrones de valencia de un átomo, tanto los enlazantes como los no enlazantes (pares libres), se repelen mutuamente por lo que modifican espacialmente la estructura de la molécula que forman para minimizar la fuerza de dicha repulsión y estabilizar el compuesto. Se trata de conseguir en los electrones de valencia la menor energía posible.

               La repulsión es del tipo culombiana (electrostática) y existen en la molécula al menos tres tipos:

                              1. La repulsión par no enlazante - par no enlazante
                              2. La repulsión par no enlazante - par enlazante
                              3. La repulsión par enlazante - par enlazante

               Los pares no enlazantes repelen más que los pares enlazantes, es decir que un par de electrones libres tiene más fuerza repulsiva que un par de electrones compartido entre dos núcleos atómicos. Entonces, el ángulo de enlace que existirá entre dos pares no enlazantes será mayor que el que exista entre un par no enlazante y un par enlazante y este, a su vez, será mayor que el formado por dos pares enlazantes que se están repeliendo.

               Los postulados de la teoría son, según lo explicado:

           1) Los electrones de valencia del átomo central de una molécula o ion, en general, se distribuyen de a pares a su alrededor.

           2) Los pares electrónicos se repelen entre sí. Por eso se orientan de tal modo que ocupan en el espacio las posiciones que se encuentren a la mayor distancia posible, lo que reduce al mínimo la repulsión entre ellos. De este modo se logra una mayor estabilidad.

           3) Los pares de electrones libres se repelen con mayor fuerza que los pares compartidos. Por eso ocupan más espacio.

           4) El efecto sobre la geometría de los pares compartidos simples (comunes o dativos), dobles o triples es equivalente. En otras palabras, dobles o triples que rodean al átomo central se consideran como simples a los fines de la energía de repulsión que muestran.

           5) Al aumentar la electronegatividad de los átomos periféricos, la energía de repulsión de los pares enlazantes disminuye y el ángulo de enlace se reduce.

           6) La TRePEV tiene sentido cuando una molécula cuenta con tres núcleos atómicos o más

           7) Según la disposición espacial de la molécula, esta adquiere determinada polaridad molecular (distinto de la polaridad de enlace). La molécula será apolar o presentará un dipolo permanente. Un enlace que no es polar puede estar presente en una molécula polar según como se dispongan los átomos que la compongan.

               La geometría electrónica es la forma en la que los electrones se disponen en el espacio, considerando todos los pares de valencia del átomo central. Generalmente coincide con la geometría molecular pero no siempre.


viernes, 11 de julio de 2014

Química - Los impactos de la ciencia

          A propósito de lo discutido hoy, durante y después de la clase, nos permitimos comenzar a volver la mirada a una química en particular y a una ciencia en general, integrantes y formadoras de lo cotidiano, que atraviesan y que son atravesadas por fenómenos sociales, políticos, económicos y culturales.

          ¿Qué queremos conocer? ¿Por qué y para qué queremos conocerlo? ¿Cómo usamos el conocimiento? ¿Qué hacer con el? ¿Podemos pensar en una ciencia independiente de los factores económicos, políticos, sociales y culturales? ¿Cómo interactúan entre si estos aspectos? ¿Qué lugar ocupa la ciencia en la sociedad? ¿Y el investigador?

          Dos epistemólogos argentinos, Mario Bunge y Gregorio Klimovsky, hacen una distinción entre la ciencia como expresión del conocimiento y el uso que a éste se le es dado por los Estados y/o los gobiernos. Bunge sostienen que el investigador científico no es responsable de las aplicaciones del conocimiento que produce. Klimovsky, en cambio, señala la importancia del deber ético del científico: "todo hombre de ciencia debería preguntarse ¿Para qué estoy haciendo lo que estoy haciendo? ¿En qué beneficia a la humanidad? y debería participar en política y en los partidos políticos para promover esta visión de las cosas". Surge el concepto de "La ciencia martillo", la ciencia como herramienta que construye pero que también destruye.

          Si la investigación científica requiere sustento económico, ¿Quiénes son los inversores? ¿Cuáles son los criterios por los que se deciden a financiar ciertos proyectos? ¿Cuál es el rol del Estado en la promoción de la ciencia y la tecnología? ¿Qué se busca cuando se decide poner en marcha una investigación científica? ¿A servicio de qué o de quién se pone el investigador científico? ¿Qué lo motiva? ¿El bien común? ¿El conocimiento per se? ¿Poder? ¿Dinero?

          En 1939, Albert Einstein, gracias a trabajos realizados por Fermi y Szilard, deduce y comunica el asombroso potencial del elemento Uranio como fuente de energía. Para graficarlo, en una carta al presidente de los Estados Unidos (Roosvelt), habla del poder que habría de tener una bomba fabricada con este material. En 1940 se crea el proyecto Manhattan y empiezan a producirse las primeras bombas atómicas que, años mas tarde, matarían a cerca de doscientas mil personas en Hiroshima y Nagasaki.

          Las bombas atómicas se construyen sobre bases físico-químicas relativas a las propiedades del núcleo atómico. El núcleo del átomo está formado por partículas con carga eléctrica neutra (neutrones) y por partículas con carga eléctrica positiva (protones). Dado que las partículas con igual carga se repelen, la energía necesaria para mantenerlas juntas es muy elevada. Esa energía es una de las cuatro fuerzas fundamentales de la naturaleza y es la denominada fuerza nuclear fuerte. Cuando dos núcleos atómicos se desintegran (fisión) liberan enormes cantidades de esa energía contenida. Por el contrario, cuando dos núcleos lo suficientemente ligeros se combinan (fusión), la energía nuclear fuerte los unirá formando un núcleo de mayor tamaño pero con algo menos de masa. Esa masa 'faltante' se libera como energía según la fórmula E = mc2 (cuadrado) y es la llamada energía de fusión.

          El fenómeno de fusión nuclear es un fenómeno que ocurre en la naturaleza. En el sol, los átomos de Hidrógeno se fusionan entre sí para formar Helio liberando energía como calor y radiación. Con esta base, el hombre ha construído las llamadas bombas de hidrógeno, en donde núcleos livianos como el del hidrógeno o el de alguno de sus isótopos se unen para generar una reacción nuclear en cadena no controlada que libera masivas cantidades de energía.

          Los explosivos han sido útiles para la construción, pero ¿Qué motiva la aplicación del conocimiento científico para la fabricación de armas de destrucción masiva? ¿Qué otro uso se le da a una ametrelladora sino matar?

          La ciencia provee conocimientos cuya aplicación impacta de forma severa en los procesos sociales, en la concepción que los individuos hacen de la vida y de la realidad. El teléfono, la anticoncepción, las vacunas, el manejo de los hidrocarburos... Inventos y procesos que han marcado un antes y un después en las sociedades.

          Pero no todo son armas para la guerra. En 1955 Jonas Salk presenta su vacuna contra la poliomielitis. Su aplicación ha generado un descenso en la mortalidad por esta infección del 100%. En una de sus entrevistas le preguntan: "¿Quién posee la patente de esa vacuna?". Las patentes otorgadas a nuevos medicamentos o tecnologías dan, por cierto lapso de tiempo, el derecho exclusivo a la venta del invento. Salk decide, sin embargo, que se expenda gratis. Responde: "Yo diría que la gente. No existe tal patente. ¿Usted patentaría el sol?".

          En el año 2000, en Estados Unidos se concluyen simultáneamente dos proyectos cuyo fin era la secuenciación completa del genoma humano. Uno era público; el otro, privado. El proyecto Genoma Humano llevado a cabo por Celera Genomis, empresa fundada por el biólogo y empresario Craig Venter, logró producir la primera célula humana sintética y reclamó la patente de su invento y, con ello, el monopolio de la información que había requerido, que era ni más ni menos que el mapa completo del ser humano. Muchas fueron las críticas y finalmente la Corte Suprema estadounidense prohibió el patentamiento de genes humanos dado que "no pueden pertenecen a nadie de forma exclusiva", es un conocimiento inherente a la humanidad toda.

          Es importante concebir una ciencia contextualizada y velar por que los conocimientos que de ella se desprendan sirvan al bien común. Tenemos/tendremos, como docentes, un importante rol en este aspecto. Debemos ser capaces de entender que transmitimos herramientas poderosas y que, por tanto, tendremos que, al menos hacer el intento de promover un uso responsable de ellas, que sea regido por las normas éticas y morales, que bregue por el mejoramiento de las condiciones de vida, que considere a la vida como un bien sagrado y que garantice, en cualquier instancia, la dignidad de las personas y de cualquier otro ser vivo.

Química - Tipos de compuestos químicos




Química - Estado de oxidación


Estado de oxidación: Es indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto químico. Formalmente, es la carga eléctrica hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces a elementos distintos fueran 100% iónicos. El EO es representado por números, los cuales pueden ser positivos, negativos o cero (cuando están en estado libre o no enlazados).

          Un átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica estable (igual a la de los gases nobles que son muy estables eléctricamente y que por ello tienden a no interactuar. A esto deben su nombre: gases nobles o inertes). Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del Hidrógeno este tiende a tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del Helio.

          Cuando un átomo A necesita, por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de -3. Por otro lado, cuando un átomo B tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende de las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto (caso del Hidrógeno) pueden ser satisfechas compartiendo electrones (formando moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (formando compuestos de iones).


Sabemos entonces que cuando hablamos de electronegatividad y de estado de oxidación, hablamos de átomos que están interactuando con otros átomos. DEBE HABER UNIÓN QUÍMICA PARA QUE ESTAS PROPIEDADES SE PONGAN DE MANIFIESTO.


Oxido de aluminio como ejemplo. Estado de oxidación y estequimetría.


Al0 + O02 → Al3+ + 2O2−

El oxígeno está presente en forma diatómica (gas).

El aluminio (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo óxido de aluminio. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del aluminio combinado es 3+, ya que cede tres electrones. El número de oxidación del oxígeno combinado es 2−, ya que acepta hasta 2 electrones.

Los electrones cedidos y aceptados por los distintos elementos crean un problema con las cargas eléctricas. Por ejemplo, el aluminio cede tres electrones y el oxígeno sólo acepta dos, por lo que sobra uno. De esto se concluye que en la reacción no interviene un solo átomo de oxígeno, por lo que se procede a balancear la ecuación, para que coincidan todos los electrones transferidos con las capacidades de cada elemento aceptor.

La ecuación balanceada queda así:


 4Al0 + 3O02 → 4Al3+ + 6O2−

Con lo que se logra el balance perfecto para que se acomoden todos los electrones excedentes.
  • Todos los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen generalmente estados de oxidación positivos.

  • Los elementos no metálicos y semimetálicos pueden tener estados de oxidación positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.
  • Para cualquier elemento el máximo estados de oxidación es el correspondiente al número de grupo.
  • El mínimo estado de oxidación posible de un elemento es - 4, y lo tienen algunos de los elementos del grupo 4A.
  • Los no metales tienen un estado de oxidación negativo único, que es igual al número de grupo menos 8.
  • Los elementos de los grupos 1A y 2A poseen los estados de oxidación +1 y +2 respectivamente.
  • El hidrógeno funciona con estado de oxidación +1 generalmente, a excepción cuando forma hidruros metálicos en donde su estado de oxidación es - 1.
  • El número de oxidación del O es - 2, excepto cuando forma peróxidos, donde es - 1, y cuando forma superóxidos, donde es - 1/2.
  • La suma de los estados de oxidación de los elementos de un compuesto es igual a su carga neta.

Reglas para asignar un número de estado de oxidación

          1. El número de oxidación de todos los elementos en estado libre (no combinados con otros) es de cero (
p. ej., Na, Cu, Mg, H2, O2, Cl2, N2).
          2. El número de oxidación del H es de +1, excepto en los hidruros metálicos, en los que es de -1 (
p. ej., NaH, CaH2).
          3. El número de oxidación del O es de -2, excepto en los peróxidos, en los que es de -1, en los superóxidos que es -1/2 y en el OF2, donde es de +2.
          4. El número de oxidación del elemento metálico de un compuesto iónico es positivo.
          5. En los compuestos covalentes, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo.
          6. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un compuesto es cero.

          7. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un ion poliatómico es igual a la carga del ion.

Química - Electronegatividad


Electronegatividad: Es una medida de la capacidad de un átomo para atraer a los electrones cuando forma un enlace químico en una molécula.

          La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su masa atómica y su radio atómico. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia, así como también propuso el primer procedimiento de cálculo (hoy, además, el más sencillo). El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Esta escala varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo (el Francio) y 4,0 para el mayor (el Flúor)

          La electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula por lo cual puede cambiar de valor de acuerdo al medio al que esté sometido el átomo (esto es lo que sucede con los metaloides: de acuerdo a las condiciones del ambiente en el que se van a enlazar se comportan como metales o como no metales).

          Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.

          En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:

  • Covalente no polar: ΔEN ˂ 0,4
  • Covalente polar: 0,4 ≤ ΔEN ≤ 1,7
  • Iónico: ΔEN ≥ 1,7

Δ: Delta. Quiere decir “diferencia”
EN: Electronegatividad
ΔEN: Diferencia de electronegatividad

Química - Carga nuclear efectiva



          La carga nuclear efectiva (Zef) no tiene unidades. Conceptualmente se entiende como la fuerza con la que el núcleo atómico retiene a uno de sus electrones. Sabemos, sin embargo, que la disposición de los electrones en capas permite diferenciar una o más capas internas o del core y una capa externa o de valencia. La fuerza nuclear efectiva sobre los electrones de esta última capa es menos que la carga nuclear total dado que existe un efecto denominado efecto pantalla. El efecto pantalla se da porque los electrones, además de ser atraídos por el núcleo, entre ellos se repelen dado que tienen la misma carga. Esto implica que cuando los electrones del core aumentan, la repulsión que experimentan los electrones de valencia es mayor y por lo tanto se alejan más. Esto explica por qué el radio atómico y el carácter metálico aumentan a lo largo de un grupo y el resto de las propiedades disminuyen (los electrones están más lejos del núcleo (mayor radio) por lo que es más fácil perderlos (mayor carácter metálico), se requiere menos energía para quitárselos al átomo (menor energía de ionización) y durante las uniones químicas será poco probable que éste se quede con sus electrones y mucho menos con los del otro átomo (menor electronegatividad)).

          Considerando el efecto pantalla, la Zef se puede calcular como el número de electrones del átomo menos el número de electrones del core del mismo (número representado por la letra griega sigma):

Zef = Z – σ (sigma)


Ejemplo: El Litio tiene tres protones. Como es un átomo sabemos que su carga eléctrica neta es cero o neutra, por lo que tiene también 3 electrones. Pertenece al grupo 1, por lo tanto tiene 1 electrón de valencia y dos del core. Entonces:

Zef = Z – σ
Zef = 3 – 2
Zef = 1 (sin unidades)


Química - Propiedades de los elementos


Carga nuclear efectiva (Zef): es la fuerza de atracción que ejerce el núcleo atómico sobre un electrón en particular o sobre los electrones de valencia.

Energía de ionización (EI): es la energía que se necesita para ‘arrancar’ un electrón al átomo.

Radio atómico (RA): es la distancia que existe entre el núcleo atómico y la capa de electrones de valencia.

Carácter metálico (CM): puede entendérselo como la facilidad con la que un átomo pierde electrones.

Electronegatividad (EN): es la capacidad relativa que tiene un átomo de un elemento de atraer para sí los electrones de otro átomo en una unión química.

Se dice que las propiedades de los elementos son periódicas cuando dependen del Z del átomo. Este es el caso de: el radio atómico y la energía de ionización, aunque del mismo modo pueden entenderse las restantes antes mencionadas, dado que un núcleo con más protones será capaz de ejercer más fuerza de atracción sobre sus electrones (aumenta Zef) así como sobre los electrones de otro átomo (aumenta EN) y tenderá a perder menos electrones propios (disminuye CM).

La electronegatividad es una propiedad que únicamente se pone de manifiesto durante las uniones químicas entre dos o más átomos. Linus Pauling creó una escala de electronegatividad asignándole el número 4 al elemento más electronegativo (el Flúor) y comparando con este al resto de los elementos de la Tabla.



miércoles, 11 de junio de 2014

Química - Diagrama de Moller y forma de los orbitales.


El diagrama de Möller es una esquematización del principio de Aufbau o regla de las diagonales. Indica cual es la secuencia que siguen los electrones cuando van ubicándose en los distintos subniveles del átomo. (nota: la imágen presenta error. Las esferas en rosa representan a los subniveles 4 y 5f)



Los orbitales f, por su complejidad, no aparecen representados en la animación. 


Química - Introducción a "Configuración electrónica".


          La clase pasada vimos que los electrones son partículas subatómicas muy pequeñas (las de menor masa, de hecho) cargadas negativamente, que dotan al átomo de la capacidad para interactuar con otros átomos y que conforman, además, su periferia, es decir orbitan alrededor del núcleo. 

          Esto no siempre se entendió así. Rutherfor fue el primero que dedujo que el átomo estaba formado por partes (Dalton pensaba que eran esferas sólidas y Thomson que los electrones estaban 'adentro' de una nube de carga positiva). A partir de entonces se formula el modelo de capas electrónicas: las cargas positivas están confinadas en una estructura llamada núcleo, alrededor del cual se ubican las cargas negativas, los electrones. 

          El lugar exacto, sin embargo, por donde se movían esos electrones quedaba por dilucidar. Rutherford y Bohr formularon un modelo que fue fundamental. Un modelo atómico en el que los electrones se movían en órbitas, trayectorias circulares alrededor del núcleo. Las órbitas eran concéntricas: algunas, las de menor energía, estaban más cerca del núcleo y otras, con mayor energía, más lejos. El electrón sólo podía moverse por esas órbitas, enumeradas desde el 1 en adelante (ese número se denominó número cuántico principal o n) y cuando 'saltaban' de una órbita de mayor energía a otra de menor, emitían radiación (que es, también, energía) con una longitud de onda específica. Esto se vía como luz de diferentes colores. 

          Este modelo, a pesar de todo, dejaba algunas cosas sin explicar. Estudios conjuntos de otros científicos (Sommerfeld, Broglie y Heisenberg), aplicados al estudio del átomo, modificaron ciertos aspectos del modelo atómico de Bohr. Se determinó que no era posible precisar la posición del electrón debido a las características de su movimiento, por lo que se planteó ver su disposición según probabilidades. Es decir, identificar las zonas del espacio en donde era más probable que estuviera la partícula según su nivel energético. Y se introdujo, de acuerdo a esta definición, el concepto de orbital

          Los orbitales, a diferencia de las órbitas de Bohr, no son circulares sino que adquieren formas diversas y se orientan en el espacio según los ejes cartesianos x, y y z. Cada orbital tiene un nombre específico que se designa con una letra (s, p, d y f) y puede contener únicamente dos electrones. Cada orbital determina un subnivel energético.

          El modelo de orbitales atómicos es el modelo actual que explica la estructura del átomo. Decimos, en conclusión que.
  • Los electrones se ubican alrededor del núcleo según su nivel de energía y ocupando con mayor probabilidad diferentes zonas del espacio que se denominan orbitales. 
  • Los niveles de energía continúan designándose con el número cúantico principal (del 1 en adelante). El primero es el más chico, el que menor energía posee y el que está más cerca del núcleo.
  • Cada nivel de energía presenta diferentes orbitales. Por ejemplo: el nivel 1 tiene solo orbital s (1s). El nivel dos tiene orbitales s y p (2s y 2p). El nivel tres incorpora al orbital d (3s, 3p y 3d) y en el nivel cuatro aparece el orbital f (4s, 4p, 4d y 4f). Esta especificación de nivel y orbital es el subnivel de energía (ej.: subniveles del nivel 3: 3s, 3p y 3d). El orbital 1s es distinto del 2s únicamente en su tamaño (como el 2s tiene más energía está más lejos del núcleo por lo que es más grande), sigue albergando únicamente dos electrones y conservando su forma. 
  • Dada su forma, algunos orbitales pueden presentar diferentes variantes espaciales. Por ejemplo: el orbital s es una esfera, por lo que no varía su posición sobre x, y o z. Pero el orbital p puede obicarse sobre los tres ejes. Esto quiere decir que el subnivel s contiene siempre dos electrones, pero el p contiene 6, porque cada variante del orbital p (px, py y pz) contiene dos electrones cada uno. Por tal, podemos calcular también cuántos electrones podrá soportar cada nivel de energía (el uno, 2; el dos, 8; etc)

Química - Masa atómica


          Las masas atómicas relativas de los elementos químicos dadas en u son calculadas con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento; es decir que la masa atómica promedio o relativa de los átomos de un elemento (el número másico A que aparece en la Tabla Periódica) se calcula sumando los productos del peso de los distintos isótopos del elemento que aparecen en la naturaleza y el porcentaje en el que lo hacen y luego se divide el resultado por cien.

Por ejemplo: el silicio tiene 3 isótopos:

Isótopo y masa atómica absoluta
Abundancia
28 Si                          27,98 u
92 %
29 Si                          28,98 u
5 %
30 Si                          30,98 u
3 %

          Para calcular entonces la masa atómica relativa del silicio, hay que sumar el producto entre las masas atómicas de cada isótopo y su porcentaje de abundancia y dividir el resultado entre cien:

Ar(Si) = (27,98 u × 92) + (28,98 u × 5) + (29,98 u × 3) = 2574,16 u + 144,9 u + 89,94 u = 2809 u

Ar(Si) = 2809 u/100 = 28,09 u (Así se obtiene el A que vemos en la Tabla Periódica)

[Recordar: A es "masa atómica". El subíndice "r" hace referencia a "relativa"]

La masa atómica absoluta de un elemento dado es la suma de sus protones y sus neutrones.

Partícula subatómica
Masa
Protón
1 (1,67 x 10 -24 g)
Neutrón
1 (1,68 x 10 -24 g)
Electrón
1/1830 (9,11 x 10 -28 g)

1 u.m.a. (u) = 1,67 x 10 -24 g ó 1,67 x 10 -27 kg

          La unidad de masa atómica corresponde a la doceava parte de la masa atómica del isótopo más abundante del carbono: el carbono 12. Esta unidad equivale aproximadamente a la masa de un protón. Tiene como símbolo la letra u y es también llamada Dalton (Da).

          Así, cuando decimos, por ejemplo, que el litio (Li) tiene una masa de 6,94 Da queremos decir que un átomo de litio tiene la misma masa que 6,94 veces la masa de 1/12 parte de un átomo de carbono-12.

          Los datos de la composición y masa atómica de los distintos átomos, isótopos y moléculas surgen de las mediciones realizadas con un artefacto denominado espectómetro de masas.

Química - Constante de Avogadro (ex Número de Avogadro).


          La constante de Avogadro (L o NA) es el número de entidades elementales (átomos o moléculas) existentes en un mol de una sustancia cualquiera. Debe su nombre al científico italiano de principios del siglo XIX Amedeo Avogadro, quien, en 1811, propuso por primera vez que el volumen de un gas (a una determinada presión y temperatura) es proporcional al número de átomos, o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas. El físico francés Jean Perrin propuso en 1909 nombrar la constante en honor de Avogadro. Perrin trabajó en la determinación de la constante de Avogadro mediante varios métodos diferentes, ninguno posible de realizar durante la época en la que vivió Avogadro.

          El valor de la constante de Avogadro fue indicado en primer lugar por Johann Josef Loschmidt que, en 1865, estimó el diámetro medio de las moléculas en el aire por un método equivalente a calcular el número de partículas en un volumen determinado de gas. Este último valor, la densidad numérica de partículas en un gas ideal, que ahora se llama en su honor constante de Loschmidt, es aproximadamente proporcional a la constante de Avogadro.

          Los métodos de medición utilizados son la coulombimetría (que divide la constante de Faraday, F (carga eléctrica transportada por un mol de electrones) por la carga elemental, e), el método de la masa de electrones (que divide el producto entre la masa molar del electrón y la constante de masa molar por la masa en reposo del electrón) y el método de la densidad del cristal por rayos X.


jueves, 22 de mayo de 2014

Química - Postulados de Dalton

Formulado entre 1803 y 1807 por John Dalton, el modelo atómico de Dalton fue el primer modelo atómico con bases científicas (anteriormente se habían aproximado a este concepto los filósofos Leucipo, Demócrito y Epicuro). 

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:
  1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
  2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masas diferentes. Comparando las masas de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad propuso el concepto de peso atómico relativo.
  3. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
  4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
  5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
  6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Química - Materia, átomos y moléculas (resumen Teoría Cinética de la Materia)

Según éste modelo de materia, todo lo que vemos está formado por unas partículas muy pequeñas, que son invisibles aún a los mejores microscopios y que se llaman moléculas. Las moléculas están en continuo movimiento y entre ellas existen fuerzas atractivas, llamadas fuerzas de cohesión. Las moléculas, al estar en movimiento, se encuentran a una cierta distancia unas de otras. Entre las moléculas hay espacio vacío.

En el estado sólido las moléculas están muy juntas y se mueven oscilando alrededor de posiciones fijas; las fuerzas de cohesión son muy grandes y no hay movimiento traslacional


En el estado líquido las moléculas están más separadas y se mueven de manera que pueden cambiar sus posiciones, pero las fuerzas de cohesión, aunque son menos intensas que en el estado sólido, impiden que las moléculas puedan "independizarse". 

En el estado gaseoso las moléculas están totalmente separadas unas de otras y se mueven libremente; no existen fuerzas de cohesión.

Sí aumentamos la temperatura de un sistema material sólido, sus moléculas se moverán más rápidamente y aumentarán la distancia medía entre ellas, las fuerzas de cohesión disminuyen y llegará un momento en que éstas fuerzas son incapaces de mantener las moléculas en posiciones fijas, las moléculas pueden entonces desplazarse, el sistema material se ha convertido en líquido.


Si la temperatura del líquido continúa aumentando, las moléculas aumentarán aún más su rapidez, la distancia media entre ellas irá aumentando y las fuerzas de cohesión van disminuyendo hasta que finalmente las moléculas pueden liberarse unas de otras, ahora el sistema material está en estado gaseoso.


Sucede a la inversa si la temperatura va disminuyéndose. 

Química - Materia, átomos y moléculas (algunas definiciones)


Sistema material: porción de la materia, confinada en una porción de espacio, que se ha seleccionado para el estudio de alguna/s de sus propiedades (composición, estado de agregación, etc.)

Sistema homogéneo: aquel que está formado por una sola fase, es decir que tiene igual valor de propiedades intensivas en todos sus puntos.

Sistema inhomogéneo: los valores de las propiedades intensivas son distintos en distintas partes del sistema pero no se identifican diferentes fases (superficies de discontinuidad o zonas de interfaz no apreciables).

Sistema heterogéneo: aquel que está formado por dos o más fases, cada una con diferentes propiedades intensivas, distinguiéndose zonas de interfaz.

Sustancia pura: contiene un sólo componente (átomo/s o molécula/s) y presenta composición y propiedades fijas. Puede ser:

              Sustancia simple: está formada por un solo tipo de átomo.
              Sustancia compuesta: está formada por varios tipos de átomos.

Mezcla homogénea o solución: contiene dos o más sustancias puras. No se observan zonas de interfaz, sos propiedades químicas son variables pero sus propiedades intensivas son las mismas en todos los puntos.

Mezcla heterogénea: contiene dos o más sustancias puras. Se observan zonas de interfaz. Las distintas fases tienen propiedades intensivas diferentes.

Átomo: cantidad menor de un elemento químico que tiene existencia propia y que no puede separarse o descomponerse en otras sustancias más simples por ningún procedimiento físico ni químico.

Molécula: partícula más pequeña que presenta todas las propiedades físicas y químicas de una sustancia y que está formada por más de un átomo (iguales o distintos).

Propiedad intensiva: aquella que no depende de la cantidad de sustancia presente (densidad, puntos de fusión y ebullición).

Propiedad extensiva: aquella que depende de la cantidad de sustancia presente (masa, peso, volumen).

Densidad (ρ): razón entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa.
                                           
                                                  ρ = masa(m)/volumen(V)

Punto de fusión: temperatura a la que coexisten los estados sólido y líquido en equilibrio térmico.

Punto de ebullición: temperatura a la que coexisten los estados líquido y gaseoso en equilibrio térmico.

Calor: forma de energía.

Temperatura: unidad de medición (mide la cantidad de calor).

Evaporación: ocurre a cualquier temperatura y es superficial; las moléculas han adquirido energía suficiente como para vencer la tensión superficial.

Fórmula empírica: expresa la menor relación entera en la que se hayan combinados los átomos de una molécula.

Fórmula molecular: es la descripción completa de la estructura química de la molécula. Indica el número de cada clase de átomo que la componen.

Composición centesimal: indica el porcentaje en masa de cada elemento que forma parte de un compuesto o sistema analizado.

Interfase o interfaz: en una mezcla heterogénea es la zona en la que las distintas fases se ponen en contacto.

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