Fund.quim.gen.i

FUNDAMENTOS DE QUÍMICA GENERAL

Profesor: José Hidalgo Rodríguez 1

Bibliografía: - Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica para Ciencias de la Salud, J. R. Holum, Grupo Noriega Eds., Limusa-Wiley, México D. F., 2000. - Química. R. Chang, 7ª Edición, Mc Graw-Hill, 1999. - Morrison R.T. y Boyd R.N, Química Orgánica, Addison Wesley, 5º ed., Massachusetts, 1998 - Stryer L., Berg J.M. y Tymoczko J.L., Bioquímica, 5ª Ed., Reverté, Barcelona, reimpresión 2004

2

Capítulo 1

Estudio de la Materia

3

• La Química estudia las propiedades, la composición y la estructura de la materia, los cambios que sufre, y la variación de la energía asociada a estos cambios. • Materia es todo aquello que tiene masa y ocupa espacio. Ejemplos: madera, bencina, dinero, usted, yo, su estómago, aire, galaxias, plantas, insectos, microorganismos, etc. 4

Atomo (unidad más pequeña de

Materia (Sust. Puras)

una sustancia pura que posee todas sus características químicas)

Moléculas (agregado de por lo menos dos átomos en una configuración definida, unidos por fuerzas químicas)

5

• Originalmente, la Química Orgánica era una rama de la Química que se ocupaba de estudiar los compuestos químicos obtenidos de organismos vivientes. Ejemplos: ácidos acético (vinagre), fórmico (hormigas), alcaloides como los que se obtienen del opio (amapolas), petróleo (fósiles), etc. • Sin embargo, la Química Orgánica es el área de la Química que estudia fundamentalmente los compuestos constituidos por carbono, sin que necesariamente se obtengan de organismos vivos. Ejem: polímeros sintéticos, semiconductores, etc. 6

• La Bioquímica estudia los compuestos químicos que son constituyentes de los organismos vivos, la forma en la cual existen, la acción que ejercen, los procesos en los cuales participan, los principios que los controlan. Ejemplos: aminoácidos, azúcares, proteínas, genes, catálisis enzimático, almacenamiento y liberación de energía, metabolismo, replicación del DNA. • Los compuestos químicos forman células, las células tejidos, los tejidos organismos y todos7 juntos constituyen la vida como la conocemos.

Clasificación de la materia Sustancia pura: materia con composición constante y propiedades únicas. Ej. Agua, azúcar, oro, oxígeno Mezcla: combinación de dos o más sustancias que mantienen sus identidades individuales, pero que pueden estar en composiciones variables. Ej.: aire, leche, cemento, sangre, piedras. 8

Clasificación de la Materia Materia

Sustancia Pura

Elemento Un solo tipo de átomos: hierro, yodo, oxígeno

Compuesto Varios tipos de átomos: agua, azúcar, hormonas, alcaloides

Mezcla Homogénea Orina, aire, acero (soluciones) Heterogénea Arena, madera, sangre 9

Elementos • No se pueden separar en sustancias más simples por medios químicos. Están constituidos por átomos. • Se conocen 112 elementos, 83 de ellos naturales. Cinco de ellos constituyen el 90% de la corteza terrestre: oxígeno, silicio, aluminio, hierro y calcio. • Cada elemento se representa con un símbolo químico único de una o dos letras (la primera mayúscula, la segunda minúscula: Ejm.: Carbono C, nitrógeno N, titanio Ti, Aluminio Al. En la tabla periódica se resumen todos los 10 elementos que se conocen.

Elementos principales constituyentes de los organismos vivos Carbono, Oxígeno, Hidrógeno, Fósforo, Azufre, Nitrógeno

Otros elementos indispensables para la vida Magnesio, Calcio, Sodio, Potasio, Selenio, Zinc, Hierro, Cobre, Aluminio, Cobalto, Cloro, Yodo, Manganeso 11

Compuestos • Constituídos por átomos de dos o más elementos. Ejm.: Agua H2O, amoníaco NH3. • La proporción de los elementos en un compuesto es siempre la misma. • Ley de la Composición Constante (o ley de las Proporciones Definidas): - La composición de un compuesto puro es siempre la misma, independientemente de su 12 origen.

Separación de Mezclas • Las mezclas se pueden separar por medios físicos: – Filtración. – Cromatografía. – Destilación.

13

Estados de la materia Sólido: átomos o moléculas ordenadas, volumen definido

P, T

Gas: desorden total

Líquido: orden relativo, volumen y forma adaptables 14

Propiedades de la Materia Cambios Físicos y Químicos Propiedades físicas: su medición no modifica la composición de la sustancia. Ejm.: Punto de fusión, de ebullición, color, aroma, densidad. Cambio Físico: proceso en el cual no cambia la composición de la sustancia, sino sólo su apariencia. Ejm.: Cambios de estado (sólido a líquido). 15

Propiedades Químicas: su medición cambia la identidad y la proporción de las sustancias. Ejm.: Punto de inflamabilidad, combustión. Cambio Químico (reacción química): transformación de una sustancia en otra. Ejm.: Reacción de hidrógeno y oxígeno puros para formar agua.

16

Algunas propiedades de la materia y el cambio químico Estado Pto. Ebullición Densidad Inflamable

2H2

Agua Hidrógeno Líquido Gas 100ºC −253ºC 1.00 g/mL 0.084 g/L No Sí

+

O2 →

Oxígeno Gas −183ºC 1.33 g/L No

2H2O 17

ENERGÍA Todos los cambios químicos traen asociado un cambio de energía 2H2 + O2 → 2H2O + E (reacción exotérmica) 2HgO + E → 2Hg + O2 (reacción endotérmica)

La Energía Química radica en las fuerzas con las que los átomos se mantienen juntos (fuerzas de los enlaces). Es un tipo de Energía Potencial 18

La Energía química se transforma en otros tipos de energía: eléctrica, luminosa, térmica. La suma de todas las reacciones químicas que suministran la energía para las actividades basales (control de la temperatura corporal, circulación de la sangre, respirar, metabolizar en período descanso) se llama metabolismo basal. La rapidez a la cual se consume la energía química se denomina índice del metabolismo basal que se mide cuando la persona está en reposo, sin alimentos luego de 14 horas, despierta y sin haber hecho ejercicios vigorosos 19

TEORÍA ATÓMICA

20

Teoría atómica de Dalton (1808) – Cada elemento está compuesto de partículas muy pequeñas llamadas átomos, idénticos en tamaño, masa y propiedades químicas, y difieren de los átomos de otros elementos. – Los compuestos se forman cuando se combinan los átomos de dos o más elementos. – En una reacción química los átomos no cambian, ni se crean ni se destruyen, sino que se redistribuyen dando origen a otros 21 compuestos.

Esta teoría permitió explicar las TRES LEYES BÁSICAS de la Química, también denominadas LEYES PONDERALES: Ley de la Conservación de la Materia (o de Lavoisier): En una reacción química ordinaria la materia se mantiene constante, ni se crea ni se destruye. Ley de las Proporciones Definidas (o de Proust): Un compuesto determinado contiene siempre los mismos elementos en las mismas proporciones de masa.

22

Ley de las Proporciones Múltiples (o de Dalton): La masa de un elemento que se combina con una masa fija de otro está en relación de números enteros sencillos. Ejemplo:

Monóxido de carbono (CO) → 12 g C y 16 g O LeyDióxido de las proporciones múltiples de carbono (CO2) → 12 g C y 32 g O Ley de la conservación de la materia

12 + 16

Ley de las proporciones definidas

2x16

12 + 2(16)

CO + ½O2 → CO2 28 + 16 = 44 g

23

Modelos de átomos

Electrón negativo

Modelo de Thomson (Budín de pasas) Carga positiva distribuida por la esfera

Los electrones son atraídos hacia los núcleos por las fuerzas que existen de cargas opuestas, y las intensidades de esas fuerzas pueden explicar las 24 diferencias entre las diferencias entre elementos.

Componentes del Átomo Electrones internos: poca influencia en reacciones químicas

Región extranuclear (electrones)

Núcleo (protones y neutrones)

Modelo de Rutherford

Modelo de Bohr Electrones de valencia: responsables de las propiedades químicas

25





Los átomos son muy pequeños, con diámetros comprendidos entre 1x10−10 m y 5x10−10 m, o 100-500 pm. 1 pm = 10−12 m

Núcleo

Una unidad muy extendida para medir dimensiones a escala atómica es el angstrom (Å). 1 Å = 10−10 m = 10−8 cm

Partícula

Localización

Carga relativa

Masa relativa

Masa (g)

Protón

Núcleo

+1

1.00728

1.673x10−24

Neutrón

Núcleo

0

1.00867

1.675x10−24

Electrón

Fuera del núcleo

−1

0.00055

9.110x10−28 26

Número atómico, número másico e isótopos Las propiedades de los átomos están determinadas por las partículas subatómicas: protones, neutrones, electrones (existen más de estas partículas). • Número atómico (Z) = número de protones en el núcleo. Determina la identidad de un elemento, i.e., elementos diferentes tienen No atómicos diferentes. • Número másico (A) = número total de protones y neutrones en el núcleo. A En general escribimos: Z

X

ejemplo : No Másico No Atómico

12 6

C 27

Hidrógeno: 1 protón, 1 electrón, masa 1

Helio: 2 protones, 2 neutrones, 2 ē, masa 4

Átomos neutros

Sodio: 11 protones, 11 neutrones, 11 ē, masa 22

Litio: 3 protones, 3 neutrones, 3 ē, masa 6

28

• Existen átomos de elementos que difieren entre si por su No másico (mientras que su No atómico se mantiene constante). Estos átomos se conocen como ISOTOPOS de un elemento. • Ejemplo:

• Los isótopos de un elemento sólo difieren entre si por el No de neutrones. Como las propiedades químicas de un elemento dependen de los protones y de los electrones, el 29 comportamiento químico de los isótopos no varía.

Isótopos del Hidrógeno

Isótopos del Carbono

30

Visión moderna del átomo Orbital: probabilidad de encontrar un electrón en una zona del espacio alrededor del núcleo

Orbital s ℓ=0 Esférico

Orbital p ⇒ ℓ = 1 Los 3 orbitales p tienen la misma energía, es decir, son “degenerados” 31

Modelos de átomos y

x z

Utilizados actualmente

32

Representación de los orbitales

Orbitales f

Orbitales d

ℓ=3

ℓ=2 33

La colección de orbitales con el mismo valor de n se llama capa electrónica, y el conjunto de orbitales que tienen los mismos valores de n y ℓ se llama subcapa. n valores de ℓ nombre de 1 2

posibles 0 0

subcapa 1s 2s

3

0

4

0

3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

valores de mℓ

# orbitales

# total de

posibles en subcapa orbitales (Nºe) 0 1 1 (2) 0 1 1 2p 1, 0, -1 3 4 (8) 0 1 1 1, 0, -1 3 2 2, 1, 0, -1, -2 5 9(18) 0 1 1 1, 0, -1 3 2 2, 1, 0, -1, -2 5 3 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3 7 16 (32) 34

Z = 1 (Hidrógeno) 3s

E

2s

1s

3px

3py

3pz

2px

2py

2pz

1s1 35

Z = 5 (Boro) 3s

E

2s

1s

3px

3py

3pz

2px

2py

2pz

1s22s22p1 36

Z = 18 (Argón) 3s

E

2s

1s

3px

3py

3pz

2px

2py

2pz

1s22s22p63s23p6 37

Hidrógeno

Bromo

38

Orden de Llenado de Orbitales Atómicos inicio

39

Tabla Periódica de los Elementos Período

Grupo

40

47

Número atómico

Plata

Nombre del elemento

Ag

Símbolo del elemento

107.87

Masa atómica (peso)

41

Diagrama de Bloques El esquema siguiente, es un diagrama en bloques de la tabla periódica mostrando la forma en que se agrupan los elementos de acuerdo al tipo de orbital que está siendo llenado con electrones.

42

ENLACE QUÍMICO

43

Enlace Químico Es la fuerza que mantiene unidos a los átomos en las moléculas • Los átomos tienden a minimizar su energía formando una configuración de “capa cerrada” como la de los gases nobles. • Para ello existen dos posibilidades:

44

1. Perder o ganar electrones para formar iones. Las especies iónicas, cationes y aniones, se atraen electrostáticamente para formar compuestos iónicos. Se dice que los compuestos iónicos están unidos por un “enlace iónico”. 2. Compartir los electrones con otros átomos. Los átomos se combinan entre ellos formando moléculas. Los átomos de una molécula están unidos por “enlaces covalentes”. 45

¿Cuáles son los electrones que se pierden, ganan o comparten? Son los electrones de la última capa de cada átomo. Se conocen como electrones de valencia y son los que participan de los enlaces químicos. Para distinguirlos, se usan los símbolos de puntos de Lewis, en los cuales cada punto representa un electrón de valencia. ¿Cuántos electrones se pierden, ganan o comparten? Regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que se rodean de 8 electrones de valencia. 46

Símbolos de puntos de Lewis

Los elementos de los grupos 1A y 2A tienden a perder ē, mientras que los elementos de los grupos 6A y 7A tienden a ganar ē. Cuando se encuentran átomos de los grupos 1A, 2A, 6A y 7A, forman 47 compuestos iónicos 9.1

Compuestos Iónicos Es un compuesto que tiene iones cargados positivamente e iones cargados negativamente Pierde 1 ē

Gana 1 ē

48

Na ·

Na+ + ē

Sodio

ión sodio (catión)

Cl (7ē) + ē

Cl‾ (8ē)

cloro

ión cloro (anión)

·Ca·

Ca+2 + 2ē

calcio

O (6ē) oxígeno

ión calcio (catión)

+

2ē

O-2 (8ē) ión oxígeno (anión) 49

Cristales

El enlace iónico 1s22s1

Li+ F -

Li + F 1s 2s 2p 2

2

5

1s2

1s22s22p6

[He]

[Ne]

Estructuras de Lewis

ē + Li+ +

Li

Li+ + ē

F

F -

F -

Li+ F 50

9.2

Moléculas o Compuestos Moleculares Molécula: un agregado de 2 o más átomos en una configuración definida, unidos por fuerzas químicas de tipo covalente.

51

Un enlace covalente es aquel en el cual dos o más átomos comparten sus electrones de valencia F 7ē

+

F

F F

7ē

8ē 8ē

Estructura de Lewis del F2 Ione pair: par electrónico no enlazante Enlace covalente simple lone pairs

lone pairs

F F

lone pairs

F

F

lone pairs

Enlace covalente simple 52

9.4

Estructura de Lewis del agua Enlace covalente simple

H

+

O +

H

H O H

o

H

O

H

2ē8ē 2ē Enlace doble: dos átomos comparten 2 pares de electrones O C O

o

O

O

C

Enlaces dobles

- 8e8e 8e Enlaces dobles

Enlace triple – dos átomos comparten 3pares de electrones N N Enlace triple 8e-8e

o

N

N

Enlace triple

53

Hibridación C (1s22s22p2)

sp3

Tetraedro 54

C (1s22s22p2)

120º

sp2

Trigonal plana 55

C (1s22s22p2)

180º

H

sp

C

C

H

Lineal 56

Enlace covalente coordinado H+ +

Ión amonio (ión molecular o poliatómico) 57

Estructuras de Lewis de moléculas

Amoníaco

Tetracloruro de carbono

Agua

Acido acético 58

59

Polaridad de las moléculas Electronegatividad : es la capacidad de un átomo de atraer un par de electrones de un enlace.

Disminuye la electronegatividad

Disminuye la electronegatividad

60

Un enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con una densidad de electrones mayor alrededor de uno de los átomos.

Región pobre en electrones

H

Región rica en electrones

F

Pobre en ē

H δ+

Rica en ē

F δ-

61

Clasificación de los enlaces según la diferencia de electronegatividad de los átomos Diferencia 0

Tipo de enlace Covalente (puro)

≥2 0 < y <2

Iónico Covalente polar

Aumento de la diferencia de electronegatividad Covalente

Covalente polar

comparte ē

Transferencia parcial de ē

Iónico transfiere ē 62

Ejercicio: Clasifique los siguientes enlaces según su polaridad: CsCl, H2S, N2, H20 Cs – 0.7

Cl – 3.0

3.0 – 0.7 = 2.3

Iónico

H – 2.1

S – 2.5

2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente polar

N – 3.0

N – 3.0

3.0 – 3.0 = 0

H – 2.1

O – 3.5

3.5 – 2.1 = 1.4 Covalente polar

Covalente

Cuando la diferencia de electronegatividad de los enlaces es superior a 0.5 se comienza a hablar de “enlaces polares”

63

INTERACCIONES INTERMOLECULARES

64

¿Qué es lo que hace que, a la misma temperatura, algunas sustancias sean sólidas, líquidas o gaseosas? Las moléculas se “atraen” unas con otras, con diferentes fuerzas, dependiendo de su naturaleza polar.

Fuerza de la interacción

Esta atracción responde a interacciones intermoleculares, entre las que se cuentan: • Ión-ión • Ión-dipolo • Dipolo-dipolo • Dipolo-dipolo inducido Fuerzas de • Dipolo inducido-dipolo inducido Van der Waals (o de dispersión de London) 65

Interacciones ión -ión

Sal iónica NaCl

Sales moleculares

Cl Cloruro de amonio

NH 4+

NH 4+ N H4+de Fosfato amonio

66

Momento dipolar El enlace polar se genera entre átomos de electronegatividades distintas δ+

δ−

F

Dos cargas eléctricas de signo opuesto separadas por una distancia generan un dipolo

67

Matemáticamente, el momento dipolar (µ) se expresa como:

µ = q.r

q+

q−

r Unidad: Debye = 3.34x10−30 coulomb x metros Ejemplo:

δ+

δ−

F

MDHF = 1.82 D 68

Interacción ión-dipolo 2δ− O

H MD δ+ +

H δ+ -

Dipolo

+ Cl

-

+

-

+ +

69

Interacción dipolo-dipolo +

-

-

+

+

-

+

-

+

-

+

La fuerza de esta interacción depende de la magnitud de los dipolos. Mientras mayor es el MD de la molécula, mayor es 70 la fuerza de la interacción

Dipolo-dipolo inducido (interacción relativamente débil) + Dipolo

Molécula apolar

δ+

δ-

δ+ +

δ-

-

δ+

δ-

Los dipolos “polarizan” las moléculas apolares

71

Dipolo inducido-dipolo inducido δ+

δ+ δ+

δ-

δδ-

δ-

δδ+

Interacción débil, que se hace más δ+ importante en moléculas grandes Por brevísimos momentos losapolares electrones de una de las moléculas se concentran en una zona de ésta de manera que la molécula apolar forma un dipolo instantáneo, que induce la polarización de moléculas cercanas 72

Puente de Hidrógeno El enlace de hidrógeno, o puente de hidrógeno, es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo, y ocurre cuando interactúan los hidrógenos de moléculas polares con los átomos electronegativos de éstas δ- δ+ δN ////// H ////// O

C

73

74