Bitácora correspondiente al día sábado 16 de octubre de 2010

En esta sesión dedicamos parte de ella para realizar una breve recopilación acerca del comportamiento de las sustancias y de la materia. Como recordaremos en la bitácora de la clase pasada existen diversas maneras de comportamiento de la materia y esto es debido a que la composición química de cada elemento tiene distintas maneras de comportarse esto se debe a la interacción que exista con algún otro elemento, como ya repasamos a estas fuerzas de interacción se deben a la fuerza de atracción que hay en los electrones de La ultima carga de energía dando lugar a lo que se llaman enlaces químicos, dichos enlaces químicos y estos a su vez al unirse por la fuerza de atracción se fusionan o se expanden con algún otro compuesto de los millones de compuestos inorgánicos que hay en el planeta dando lugar a las reacciones químicas.

Recordemos que es un proceso mediante el cual unas sustancias (reactivos) se transforman en otras (productos de la reacción) por la reorganización de los átomos conformando moléculas nuevas. Para ello es necesario que rompan enlaces en las moléculas originales y se formen enlaces nuevos. Ahora el trabajo de la estequiometria dentro de estas reacciones químicas es el calcular las cantidades en masa y volumen de las sustancias reaccionantes y los productos de una reacción química. Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón” que significa medir. Entre la estequiometria vamos a encontrar lo siguiente: Composición porcentual y molar, Nomenclatura, Leyes químicas, Reacciones químicas, Balanceo de ecuaciones.

Dentro de la clase realizamos una evaluación acerca de la nomenclatura ahora de la manera más breve resumí las distintas reacciones químicas y algunas otras de las más importantes que existen mismas de las cuales realizaremos sus cálculos estequiometricos.

Reacciones de Combustión: Son aquellas en que se combina el oxígeno con compuestos orgánicos para producir dióxido de carbono y agua como únicos productos.

Reacciones de Desplazamiento: Son llamadas también de sustitución simple. Ocurre cuando un elemento más activo reemplaza a otro menos activo en un compuesto.

Reacciones de Doble Sustitución: Ocurre cuando dos compuestos intercambian sus sustituyentes para formar dos nuevos compuestos.

Reacciones de Combinación: Elementos o compuestos sencillos se combinan para dar solamente un producto.

Reacciones de Descomposición o Análisis: Un compuesto se transforma por acción del calor o de la electricidad en dos o más productos.

Hidrólisis: Estas efectúan una doble descomposición cuando un compuesto se descompone por la acción del agua.

Antes de aplicar cualquier cálculo estequiometrico como el balanceo de ecuaciones es saber identificar mediante la observación de que reacción química con la que se esté trabajando.

Otro punto importante que se tomo en clase es que en muchas de las ocasiones debemos de balancear ecuaciones como base principal encontramos que es por tanteo y por el método redox (es el método de reducción-oxidación). Bueno cierto día en clase realizamos un balanceo de ecuaciones con el método de tanteo y no encontrábamos la manera de equilibrar a los reactivos con los productos así que recurrimos al termino redox y con este mismo logramos balancear a la ecuación, de tal manera que es importante saber identificar cuando es más fácil balancear con cierto método. Fue cuando el profesor nos hizo hincapié en la importancia de la investigación y estudio del método redox.

BALANCEO DE ECUACIONES POR EL METODO DE TANTEO
Pasos básicos para el balanceo por este método Para balancear de modo algebraico seguiremos los siguientes pasos:
1-Identificar reactivos y productos.
2.-Al elemento que aparece la mayor cantidad de veces se le asigna el coeficiente 2.
3.-Se asignan literales para cada componente.
4.-Se resuelve sumando los valores de las literales de cada uno de los lados.
5.-Colocar el respectivo coeficiente a cada compuesto.

Ejemplo:
C3H8 + O2 ® CO2 + H2O por método de tanteo obtenemos los siguientes resultados:

C3H8 + 5O2 ® 3CO2 + 4H2O

Calculo por el método de reducción-oxidación

En un inicio el término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno. Igualmente, se utilizó el término de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.
Ahora en la actualidad sabemos que OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de oxidación).

Ejemplo: Cu ® Cu2+ + 2e–

REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación).
Ejemplo: Ag+ + 1e– ®Ag

Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.
Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción ya que al reducirse ambas se completan el balanceo.

Dentro del método.se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).

Se conoce como reacción Redox aquella reacción en donde los números de oxidación de algunos átomos cambian al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de las palabras reducción y oxidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce. Oxidación es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen y por otra parte. Reducción es la ganancia de electrones lo que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan.

Por ejemplo
Na Na oxidación +1
H H2 reducción
Las reglas para el balanceo por el método Redox son las siguientes para lo cual usaremos la siguiente expresión química.

K2Cr2O7 + H2O+ S SO2 + KOH+CrO3

El primer paso es escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuales son las que cambian

K2Cr2O7 + H2O+ S SO2 + KOH+Cr2O3
En este caso hay dos átomos de cromo y uno de azufre en ambos se encuentran ajustados, en caso de no ser así se colocan coeficientes para balancear las hemireacciones y finalmente indicar el numero de electrones ganados o perdidos.


Cr2 Cr2 REDUCCION S S OXIDACION
Para igualar el número de electrones perdidos al número de ganados se deben multiplicar cada una de las hemireacciones por número de electrones ganados o perdidos.

3Cr2 Cr2 REDUCCION 2 S S OXIDACION

Al final hacer una sumatoria de las hemireacciones para obtener los coeficientes y posteriormente, colocarlos en su lugar correspondiente.
2K2Cr2O7 + 2H2O+ 3S 3SO2 + 4KOH+2Cr2O3

El ejemplo de arriba lo coloque ya que es importante saber balancear un ecuación para asimismo poderle calcular alguno de los demás cálculos estequiometricos.
Ahora hablaremos del mol Comúnmente nos referimos al número de objetos en un mol, o sea, el número 6.02 x 1023, como el número de Avogrado. Amadeo Avogrado fue un profesor de física italiano que propuso en 1811 que los mismos volúmenes de gases diferentes a la misma temperatura, contienen un número igual de moléculas.

En pocas palabras de lo anterior es el número de átomos o moléculas (según el caso) que hay en un mol de cualquier elemento o compuesto. Su valor es de 6.023×1023

Lo anterior se puede ejemplificar de las siguientes formas
Un mol de magnesio, contiene el mismo número de átomos que un mol de cromo, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento
Un ejemplo cotidiano seria si tenemos 5 canicas de vidrio y 10 balines de metal determinamos que son un número de canicas y balines iguales es decir; se tienen 5 unidades de cada objeto, pero la cuestión es ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo

A continuación se puede demostrar con los siguientes ejemplos
¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?
Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.
25.0 g Fe 1 mol 55.85 g = 0.448 moles Fe La unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la misma

¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 8 .00 g de magnesio (Na)?
Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Na.
Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 22.97 g.
8.00 g Na 1 mol 22.97 g = 0.348 mol Na

Estos ejemplos son muy parecidos al que el facilitador nos dio en clase.

La escala de masa atómica (Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes)
Antes de empezar a desarrollar este tema consideremos lo siguiente La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Desde el siglo pasado donde se separaba el agua en sus elementos (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua contenían 11,1 gramos de hidrógeno y 88,9 gramos oxígeno.
Más tarde los químicos descubrieron que por cada átomo de oxigeno existían dos atomos de hidrogeno. Por tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88,9 g de Oxígeno.

De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.

Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.

Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23 gramos.
Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.

Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono (masa = 12 uma).

Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16 O) es de 15,995 uma.

Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma:

1 uma = 1,66054 x 10-24 gramos y al revés: 1 gramo = 6,02214 x 1023 uma

LA MASA MOLAR
Un átomo de Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un átomo de C.
Dado que por definición un mol de átomos de C pesa 12 gramos, una mol de átomos de Mg debe pesar 24 gramos.
la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g).

La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar, La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).
Peso molecular y peso fórmula
El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química
Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de:
[2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 uma)] = 18,01528 uma
Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso fórmula es el peso molecular.
Una molécula de H2O pesa 18,0 uma; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramos.
Un par iónico NaCl pesa 58,5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58,5 gramos.
Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6.
Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será:
[6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x (15,9994 uma)] = 180,0 uma

Composición porcentual a partir de las fórmulas
Ahora algo que es importante destacar que ya tenemos el conocimiento de lo que es el peso formula.
El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química
Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de:
[2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 uma)] = 18,01528 uma
Pero la interrogante que ahora tenemos es que la molécula de agua tiene un peso formula de 18.01528, lo interesante seria saber de esa sustancia que porcentaje es representado por hidrogeno y que porcentaje equivale al oxigeno.
Se usaría el siguiente proceso
18,01528 uma es igual al 100 % de la sustancia
100 / 18.01528 es igual a 5.5508.
Si 2 x (1,0079 uma) = 2.0158 representa la cantidad de hidrogeno dentro de la sustancia. Su valor porcentual es igual a (2.0158)( 5.5508) = 11.189% de la sustancia
Por consiguiente
1 x (15,9994 uma)= 15,9994 representa la cantidad de oxigeno. Entonces se puede calcular su valor porcentual así. Su valor porcentual es igual a (15.9994)( 5.5508) = 88.809%
Ejemplo 2 La molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6.
Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será:
[6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x (15,9994 uma)] = 180,0 uma
Se usaría el siguiente proceso
180.0 uma es igual al 100 % de la sustancia
100/180 es igual a 0.55
Porcentaje de carbono es igual a 6 x (12 uma) = 72 (0.55) = 39.60 %
Porcentaje de hidrogeno es igual a 12 x (1.00794 uma) = 12.0952 (0.55) = 6.652%
Porcentaje de oxigeno es igual a 6 x (15.9994 uma) = 95.9964 (0.55) = 52.79%

ENLACES QUIMICOS. COMO SUCEDE?

ENLACES QUIMICOS

by MaR-Ely

En los enlaces químicos la energía de uno o más átomos pueden ser menores que la energía de esos átomos aislados, los átomos buscan unirse unos con otro de diversos modos para formar moléculas estables. Así como los gases nobles y los metales en estado de vapor están constituidos por átomos aislados. Así como todas las sustancias están constituidas por moléculas por un número de átomos que puede ir desde dos hasta cientos de miles.
En lo que respecta a un enlace químico intervienen únicamente los electrones de la última capa, los cuales son conocidos como electrones de valencia, los cuales pueden ser compartidos entre dos átomos.
En si se dice que los enlace químico tiene carácter unitario de compartir electrones por pares.

Se habla de cinco tipos de enlaces: iónico o electrovalente, covalente, metálico, de hidrogeno y covalente coordinado.
El fundamento del enlace químico es la ley física fundamental según la cual todo sistema evoluciona asía un estado de energía muy bajo. Un ejemplo de lo que se acaba de citar podría ser, que si dos disoluciones de distinta concentración están separadas por un tabique poroso, la concentración de ambas tiende a igualarse por la migración del soluto a través del tabique.

El enlace iónico o electrovalente, para comprobar este tipo de enlaces se observaron las configuraciones electrónicas del Sodio y el Cloro. Ya que si el sodio pierde el único electrón que tiene en su tercera capa, adquirirá la configuración del gas noble el cual se encuentra más próximo en la tabla periódica, que es el Neón, mientras que el Cloro gana un electrón, completando así su tercera capa, pasara a poseer la estructura electrónica del gas noble mas próximo del Cloro en la tabla periódica, el argón.

En una versión mas simplificada se explica que el enlace iónico es que el electrón no es compartido sino trasferido, en esté el orbital atómico mas externo de un átomo tiene lugar libre para permitir la entrada de uno o mas electrones, estos electrones recientemente adquirido ocupan potencialmente un estado de menor energía. En consecuencia del lo realizado, un núcleo ofrece una posición de una unión mas fuerte a un electrón de lo que pude hacer otro núcleo. Estas trasferencias ocasionan que un átomo asuma una carga positiva y el otro una carga negativa.
Entonces se dice que el enlace se obtiene de la atracción de electroestática entre los átomos, y que los átomos se constituyen en iones de carga positiva o negativa
De acuerdo con lo que dicen los expertos es que todos los enlaces son o pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero en ocasiones en la práctica algunas reglas de simpli8ficacion le permiten a los químicos predecir la fuerza, dirección y polaridad de los enlaces.

Con esto se pude entender que no todo lo que dicen los libros puede ser realmente lo verídico si no que en ocasiones se tiene que poner aprueba lo que esté dice, ya que como siempre quedan dudas de lo que se lee o se investigan y por lo tanto se tiene que comprobar lo que se quiere saber.



Algo que es de gran importancia mencionar es lo que Lewis dijo;

“Un electrón puede formar partes de la envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno exclusivamente”

Se dice que la teoría de los enlaces de valencias fue formulada, argumentando esencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones de valencia se encuentran en su respectivo orbital atómico. Se menciona que la valencia iónica positiva de los elementos de los primeros subgrupos de la tabla periódica es igual al número de orden del grupo. Se menciona que algunos mentales de transición poseen mas de una electrovalencia, es decir que puede ionizarse quedando con estructuras de distintos números de electrones.

Como se menciona anteriormente se puede comprender que los compuestos iónicos no están formados por moléculas si no por retículos tridimensionales de iones. Tienen un punto elevado de función y fundidos o en disolución acuosa condense la electricidad.

Unos de los puntos que son de importancia mencionar, son como la teoría de los orbitales, en los cuales se explica que una combinación lineal del orbital atómico para formar orbitales moleculares, que abarcan la molécula externa, se dice que estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antielazantes y orbitales de no enlace. Se dice que un orbital molecular es simplemente un orbital de Schrodinger que incluye varios pero a su vez solo dos, en su núcleo.
Si los electrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los núcleos, el orbital funcionará como un orbital antienlazante, y realmente debilitará el enlace. Los electrones en orbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos asociados casi enteramente o con un núcleo o con otro y entonces pasarán igual tiempo entre los núcleos y no en ese espacio. Estos electrones no contribuyen ni detractan la fuerza del enlace.
En el enlace covalentes el que tiene lugar cuando dos átomos comparten dos o mas electrones. Como ya se conoce un átomo cede parcialmente un electrón y acepta el electrón cedido parcialmente por otro átomo; así esos dos electrones pasan hacer compartidos por esos dos átomos. De este modo, cada electrón del par de electrones de enlace es atraído al mismo tiempo.
De igual manera se menciona la función o lo que es el enlace covalente polar: Este es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.
En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de carácter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es "0".
En un enlace químico, se menciona que en estado sólido, los metales están constituidos por un retículo cristalino tridimensional cuyos nudos están ocupados por los cationes metálicos, es decir, por los iones formados al perder el átomo del metal sus electrones de valencia. Estos electrones pueden moverse con libertad a través del retículo.
En otras palabras se dice que un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza.
Debido a la movilidad de de los electrones, los metales son excelentes conductores de electricidad y de calor.
El enlace de hidrogeno en comparación de con el enlace covalente o con el enlace iónico, el enlace de hidrogeno o puente de hidrogeno es un enlace débil, sin embargo permite la explicación de de las propiedades inesperadas que presentan muchas sustancias hidrogenadas y en la cuya también desempeña un papel importante en los sistemas biológicos un ejemplo de lo que se menciona seria en la conformación de las proteínas.
Los enlaces de hidrógeno explican el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrogeno, comparado con sus contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica.
En un enlace covalente coordinado o dativo se comparten dobletes, pero en este caso el mismo átomo aporta los dos electrones compartidos. Se menciona que este enlace se representa mediante una flechita que va del átomo dador de los dos electrones al átomo aceptor de los mismos.
En enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia.
Las aplicaciones de cada uno de estos tipos de enlaces pues en ciertas ocasiones se experimentan en nuestras casas, aunque se hace inconcientemente y pues no nos damos cuenta que se experimenta con los enlaces químico… ¿o será que no podemos ser capases de ni siquiera darnos cuenta de lo que hacemos? Por que ¿perjudica o beneficia nuestra vida?
Todo esto es importante ponerlo en practica y saberlo utilizar sin dañar el medio que nos rodea.