Programación

UNIVERSIDAD PEDAGOGICA NACIONAL FRANCISCO MORAZAN

CENTRO UNIVERSITARIO REGIONAL

SAN PEDRO SULA


SECCION DE CIENCIAS NATURALES

PROGRAMACIÓN DEL CURSO


A. IDENTIFICACIÓN DE LA ASIGNATURA

NOMBRE QUÍMICA INORGÁNICA

CODIGO CNQ – 366

UNIDADES VALORATIVAS 4

HORAS SEMANALES 7

REQUISITOS CNC – 325 QUÍMICA ORGÁNICA I

MAB – 305 ÁLGEBRA

CATEDRÁTICO PRAXERES WILFREDO PAREDES


B. PRESENTACIÓN

En esta asignatura se estudia en forma más amplia sobre la Teoría Atómica y Teoría de Enlace, también se aborda la Química Descriptiva de los elementos de la tabla periódica. Una sección es dedicada a los fenómenos nucleares que tienen aplicaciones en la química. Los cambios nucleares que ocurren para que un elemento estable se vuelva radiactivo.

C. OBJETIVOS GENERALES

1. Ampliar y profundizar en los principios básicos de la química que permita al estudiante una mayor comprensión de los fenómenos químicos.

2. Capacitar en el conocimiento de los elementos químicos, sus compuestos y aplicaciones.

3. Estudiar los procesos nucleares que tienen aplicaciones en química.

4. Fortalecer las habilidades, destrezas y actitudes sobre el trabajo práctico y experimental de la química.

E. EVALUACIÓN

1. ASPECTO TEÓRICO 60 % Pruebas Convencionales

2. ASPECTO PRACTICO 40 % Cubierto mediante informes sobre consultas bibliográficas, construcción de modelos químicos, controles de guías estudio, controles de guías estudio, presentación de tareas, informes de laboratorio y exposiciones del estudiante.


D. CONTENIDOS

NOMBRE DE LA UNIDAD

TIEMPO

FECHAS DE EVALUACION

1

Estructura Química

08 al 26 de febrero

26 de febrero

2

Enlace Iónico y Estructuras Cristalinas

1 al 12 de marzo

12 de marzo

3

Enlace Covalente Geométrico Molecular

15 al 26 de marzo

26 de marzo

4

Elementos de los Grupos Principales

05 al 16 de abril

16 de abril

5

Elementos De Transición de la Primera y segunda Serie.

19 al 30 de abril

30 de abril

6

Blog De La Clase De Química Inorgánica

03 al 07 de mayo

06 de mayo

Recuperación

10 De Mayo Del 2010

F. BIBLIOGRAFÍA

1. Mortimer, Charles Química General.

Grupo Editorial Iberoamericana

México D F 1983

2. Manku G S Principios de Química Inorgánica

Editorial Mc. Graw Hill. México, D F

3. Coto, Wilkinson Química Inorgánica Básica

Editorial Limusa D F 1986

4. Ander, Paúl Principios de Química Introducción a

los conceptos Teóricos

Editorial Limusa D F 1980

5. Brown-Lemay-Burtein Química: La Ciencia Central.

Editorial Preitice Haal

Hispanoamericana S A

Quinta Edición, México, D F 1991

6. Mayam, Myers Química: Curso Universitario.

Addison-Wesley Iberoamericana.

Cuarta Edición. Wilmilton, Delaware

USA, 1990

Estructura Química

La química es probablemente la única rama de las ciencias experimentales cuyo objeto de estudio está en permanente expansión, dado que el número de nuevas moléculas, sintetizadas por el hombre crece día a día. El mundo actual y nuestra vida cotidiana están marcados por un sinnúmero de productos de síntesis, desde los materiales más diversos en forma de fibras, plásticos o colorantes, hasta los medicamentos, los plaguicidas o los fertilizantes. Gran parte de la "cultura del bienestar" se fundamenta en la puesta a disposición del hombre de estos productos que son fruto, entre otras cosas, de un profundo conocimiento de la estructura atómica y molecular.

Los entes objeto de estudio por parte de la Química, las moléculas, son átomos enlazados entre sí para formar un edificio más complejo y con propiedades completamente distintas de las de sus constituyentes. Parece lógico que una de las primeras inquietudes de los científicos fuera conocer las características de esos constituyentes, en un primer intento para entender como se unen entre sí para formar nuevos sistemas que van desde la simplicidad de una molécula de hidrógeno a la complejidad de una proteína. Por otra parte, de nada serviría el esfuerzo de sintetizar nuevas moléculas si no fuésemos capaces de entender y explicar sus estructuras y propiedades y por ende predecir su posible comportamiento y aplicaciones.

Conceptos Básicos de la Estructura Atómica

Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de este varían. Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número de electrones de valencia que poseen distintos números atómicos poseen características similares.

Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones.


Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas estables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,6710-27 kg.

Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaban unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón (1,6748210-27kg.).

Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31kg. El modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de átomos mayores.


Modelo de Bohr

El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), postuló que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. En ese caso, los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía.

Para Bohr, la razón por la cual los electrones que circulan en los átomos no satisfacen las leyes de la electrodinámica clásica, es porque obedecen a las leyes de la mecánica cuántica. Sin duda, giran en torno del núcleo atómico, pero circulan únicamente sobre órbitas tales que sus impulsos resultan determinados por múltiplos enteros de la constante de Planck. Los electrones no radian durante todo el tiempo en que describen sus órbitas; solamente cuando el electrón salta de una órbita a otra, más cercana del núcleo, lanza un cuanto de luz, un fotón. Emitidos por los átomos de gases incandescentes, son los fotones los que engendran las rayas espectrales, y Bohr tuvo el portentoso acierto de poder explicar las rayas del hidrógeno. En efecto, las longitudes de onda de estas líneas espectrales se vuelven calculables a partir del modelo de átomo cuantizado por Bohr, que interpreta también el origen de los espectros elementales embrionados por los rayos X.

Bohr, gracias a la cuantización de su átomo, logró el gran éxito de explicar las líneas espectrales del hidrógeno. "Le fue dado –escribió Planck– descubrir en el concepto del cuanto la llave, por tanto tiempo buscada en vano, de la puerta de entrada del maravilloso país de la espectroscopia, que resistiera desde los tiempos de Kirchhoff y Bunsen todas las tentativas para abrirla” . La teoría original debía sufrir numerosas y profundas modificaciones; mas, sin el genio de Bohr, sin "la llave que abrió la puerta", el progreso ulterior, que el gran teórico dinamarqués no dejó de orientar, no hubiera sido posible.

Pero antes que Bohr lograra explicar las líneas espectrales del hidrógeno, el maestro suizo de dibujo de una escuela de Basilea Johann Jacob Balmer, logró establecer –en 1885, el mismo año en que naciera Bohr– una simple relación numérica, que ligaba las longitudes de onda de las rayas espectrales del átomo de hidrógeno. En este descubrimiento –fruto de tanteos aritméticos y pitagóricos– se escondían conocimientos que este profesor de dibujo y paciente buscador estaba lejos de sospechar. Su fórmula, generalizada por su compatriota Walter Ritz (1908), permitió prever, no sólo la sucesión de las líneas en el espectro visible, sino también series de ellas en el espectro invisible –ultravioleta e infrarrojo– del hidrógeno.

Lo que hemos descrito en el párrafo anterior, implicó que en el espectro del más sencillo de los átomos, el caos había dado paso a un orden físico regido por la ley de Balmer-Ritz:

donde n es la frecuencia de la línea, m y n son pequeños números enteros, y R es un número fundamental, la célebre constante del sueco Johann Robert Rydberg, que había seguido en espectros más complejos que el del hidrógeno la misteriosa recurrencia del multiplicador R, calculando con gran precisión su valor. Empero, ¿cuál era el sentido de estos hallazgos empíricos? Todos los esfuerzos considerables y perseverantes para deducir las reglas de Balmer, de Ryddberg, y de Ritz, con la ayuda de analogías mecánicas, acústicas y eléctricas, fracasaron completamente. "Creo –escribió Poincaré, con profética visión– que aquí reside uno de los más importantes secretos de la naturaleza” . Fue este secreto el que Bohr empezó a estudiar.

Los átomos de gases calientes emiten y absorben luz a ciertas longitudes de onda.

En el gráfico se demuestran tres espectros de emisión y uno de absorción.

LÍNEAS ESPECTRALES DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO


Espectro del hidrógeno

En 1885 Johann Balmer descubrió una ecuación que describe la emisión y absorción del espectro del átomo de hidrógeno:
1 / l = 1.097 x 107 (1 / 4 - 1 / n2)

donde n = 3, 4, 5, 6, ...

Balmer encontró la ecuación dada la casualidad de un error, ya que no tenía ninguna comprensión de la física subyacente.

FORMULA DE BALMER

Fórmula de Balmer

1 / l = 1.097 x 107 (1 / 4 - 1 / n2)
por n = 3, 4, 5, 6, .....
-------------------------------------------

donde n = 3:


1 / l = 1.097 x 107 (1 / 4 - 1 / 9)

= 1.524 x 106 m-1

l = 6.56 x 10-7 m
= 656 x 10-9 m
= 656 nm

La incapacidad de las leyes clásicas –mecánicas o electromagnéticas– para interpretar los espectros emitidos por los átomos incandescentes, ¿no era acaso un índice de la invalidez de esas leyes en el interior del átomo? Plantear la cuestión era afirmar el hecho. El modelo de Rutherford había asimilado el átomo a un sistema planetario; Bohr tuvo el coraje de introducir el cuanto elemental de Planck, la constante h, y adoptar postulados cuya justificación sería su extraordinario éxito. Cualquier órbita planetaria es concebible en torno del Sol, pero los electrones planetarios en tomo del núcleo –demandó Bohr– solamente pueden recorrer determinadas órbitas, cuyos radios son entre ellos como los cuadrados de los números enteros. Sólo están permitidas las órbitas que satisfacen como condición que el momento de la cantidad de movimiento del electrón con respecto al núcleo, m v r, multiplicado por 2p, sea igual a un número entero de cuanto h, 2h, 3h, y así sucesivamente. Las demás trayectorias quedarán vedadas al electrón, que solamente puede elegir las prescritas por la condición cuántica de Bohr.

atombohr

Bohr para desarrollar su modelo atómico utilizó el átomo de hidrógeno. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón.

En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo.

Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de «número cuántico principal», se representa con la letra "n"; y toma valores desde 1 hasta 7.
De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno, respecto del núcleo.

Representación de las órbitas

n

distancia

orbitas1.jpg (13774 bytes)

1

0,53 Å

2

2,12 Å

3

4,76 Å

4

8,46 Å

5

13,22 Å

6

19,05 Å

7

25,93 Å

Nota: Con Å se designa la unidad de longitud Angstrom (en el sistema SI) y equivale a 1.0x10-10 metros.
El electrón puede acceder a un nivel de energía superior pero para ello necesita "absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original, el electrón necesita emitir la energía absorbida ( por ejemplo en forma de radiación).

Por su parte, el electrón circula sobre esas órbitas, no radia ni pierde energía, de manera que su estado permanece estable. Cada órbita corresponde a un nivel determinado de energía, siendo el estado estable de menor energía la trayectoria más próximo al núcleo. Si el átomo recibe luz de una fuente exterior, la energía absorbida llevará al electrón a una órbita más alejada del núcleo. En el interior atómico, ganancia o pérdida de energía se traducen, pues, por saltos electrónicos que se efectúan, en el primer caso, hacia los niveles superiores; en el segundo, hacia los inferiores. El sentido de la ley Balmer – Ritz se aclara súbitamente: es la diferencia entre la energía que caracteriza la órbita de partida y la de llegada, la que es irradiada por el átomo. Al dividir por h las energías de las órbitas estables del átomo de hidrógeno, se obtienen los términos espectrales, y el principio de combinación –misterioso cuando Ritz lo formulara– se encuentra interpretado. También la constante de Rydberg –medida desde hace mucho tiempo, pero refractaria a toda deducción teórica– se vuelve, a priori, calculable: la masa y carga del electrón y la constante de Planck conducen a su valor numérico.

En el modelo de átomo de Bohor, cada órbita electrónica está caracterizada por un número cuántico, siendo la más próxima al núcleo aquélla con un cuanto, la órbita K, seguida por la de dos quantum , llamada L, y así sucesivamente. Si el electrón salta de una de las órbitas exteriores a la órbita L, el átomo irradia las líneas espectrales de la serie Balmer, que cruzan la parte visible del espectro del hidrógeno. Según la proveniencia del electrón saltarín, las cantidades de energía irradiadas, y con ellas la frecuencia (color) de la línea, serán diferentes: la línea roja de esta serie es el producto de un salto procedente de la órbita M; la línea azul, de uno desde la órbita N, y así sucesivamente. De manera análoga, otras series reciben también su explicación: la de Lyman, en el ultravioleta, corresponde a saltos electrónicos a la órbita K; la de Parchen , en el infrarrojo, a saltos a la órbita M. En todos los casos, las series están determinadas por la órbita de llegada; las líneas dentro de una serie, por la órbita de partida del electrón saltarín.

Describamos ahora el átomo de Bohr en términos matemáticos.
Considérese un electrón de carga -e en una órbita circular de un radio r0 y la presencia de una fuerza de Coulomb F generada por un protón de igual carga opuesta ( F = ma ).

[01]

Ecua##1

Usando de hecho que el momentum es p = mv, y que éste está dado en términos de la longitud de onda de DeBroglie, entonces tenemos:

[02]

Ecua##2

ello, también permite estimar la velocidad en términos de la longitud de onda de DeBroglie:

[03]

En consecuencia, la ecuación [01] puede ser expresada con la longitud de onda de DeBroglie omitiendo la velocidad:

[04]

En este paso, Bohr da el salto cerrando la función de la onda e integrando su longitud a un número de la circunferencia de la órbita:

[05]

Combinando las ecuaciones [04] y [05] permite eliminar la longitud de onda y obtener la solución el radio:

[06]

Esto concuerda perfectamente con el resultado de la ecuación de Schröedinger, que es la manera más correcta de solucionar el problema

Los hechos descritos en los párrafos precedentes fueron, en la historia de las ciencias, la primera vez que una idea teórica acerca de la estructura íntima del átomo permite dar cuantitativamente cuenta de una magnitud medida experimentalmente.

Enlace Iónico y Estructuras Cristalinas

Enlace Iónico

El sodio y el cloro uniéndose iónicamente para formar cloruro de sodio.

En química, el enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Así pues se da cuando en el enlace uno de los átomos capta electrones del otro.

Dado que los elementos implicados tiene elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto adquieren 8 electrones en su capa mas exterior. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto.

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno

Definición

Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen una diferencia de electronegatividad de 1,7 ó mayor. Este tipo de enlace fue propuesto por W. Kossel en 1916.

En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo:

NaCl → Na+Cl-

De esta manera se forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos que los mantiene unidos. El enlace iónico es la unión en la que los elementos involucrados aceptarán o perderán electrones.

En la solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua se marca como "Na+ + Cl-" mientras que los cristales de cloruro de sodio se marcan "Na+Cl-" o simplemente "NaCl".

Características

Enlace iónico en el NaCl.

Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son:

  • Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
  • Altos puntos de fusión y ebullición.
  • Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.
  • Son solubles en disolventes polares y aun así es muy baja.
  • Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
  • En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla, del extraño circuito, se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello este funciona.

Clasificación

Los iones se clasifican en dos tipos:

a) Anión: Es un ión con carga negativa, lo que significa que los átomos que lo conforman tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están formados por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no metales. Los aniones más conocidos son (el número entre paréntesis indica la carga):

b) Catión: Al contrario que los aniones, los cationes son especies químicas con déficit de electrones, lo que les otorga una carga eléctrica positiva. Los más comunes son formados a partir de metales, pero hay ciertos cationes formados con no metales.

Estructura cristalina

Los elementos y sustancias químicas en estado líquido o gaseoso, tienen sus moléculas o átomos distribuidos al azar. Estos átomos o moléculas se mueven libremente por toda la masa cambiando constantemente la posición y la distancia relativa entre ellos. Cuando estos elementos o sustancias se solidifican, sus átomos y moléculas pueden colocarse espacialmente en una posición relativamente rígida en relación a sus vecinos, formando una estructura bien definida y repetitiva que se denomina cristal.
Las estructuras cristalinas no solo se producen durante la solidificación, también los cristales pueden "nacer" durante su formación producto de una
reacción química, o desde la precipitación desde una disolución.
Si las condiciones ambientales durante la formación de los cristales es óptima, estos pueden producirse geométricamente perfectos, pero si estas condiciones (presión, temperatura velocidad de formación y pureza) no son óptimos, el grado de perfeccionamiento del cristal queda afectado e incluso puede desaparecer por completo.
Muchas sustancias puras pueden existir con estructuras cristalinas completamente diferentes dependiendo de las condiciones existentes a la hora de la formación del cristal, estas diferentes estructuras se conocen como formas
alotrópicas. Así tenemos que el carbono por ejemplo, puede cristalizar como diamante, duro y transparente, como grafito, blando y negro, e incluso tener una formación amorfa como en el negro de humo.
Formas cristalinas las encontramos a diario sin necesidad de acudir a un museo. Una roca y una montaña están constituidos por minerales tan cristalinos como el azúcar de un terrón, un trozo de porcelana o el
oro de un anillo. Sin embargo, sólo en ocasiones el tamaño de los cristales es lo suficientemente grande como para verse a simple vista y llamar nuestra atención.
El
vidrio, contrario a la práctica común, no es un cristal, su estructura no está geométricamente organizada según patrones de posición relativa rígida, ni es repetitiva, más bien es un líquido sub-enfriado que ha adquirido el estado sólido.

La primera clasificación que se puede hacer de materiales en estado sólido, es en función de cómo es la disposición de los átomos o iones que lo forman. Si estos átomos o iones se colocan ordenadamente siguiendo un modelo que se repite en las tres direcciones del espacio, se dice que el material es cristalino. Si los átomos o iones se disponen de un modo totalmente aleatorio, sin seguir ningún tipo de secuencia de ordenamiento, estaríamos ante un material no cristalino ó amorfo.

Estructura cristalina de los materiales

Los materiales sólidos se pueden clasificar de acuerdo a la regularidad con que los átomos o iones están ordenados uno con respecto al otro. Un material cristalino es aquel en que los átomos se encuentran situados en un arreglo repetitivo o periódico dentro de grandes distancias atómicas; tal como las estructuras solidificadas, los átomos se posicionarán

de una manera repetitiva tridimensional en el cual cada átomo está enlazado al átomo vecino más cercano. Todos los metales, muchos cerámicos y algunos polímeros forman estructuras cristalinas bajo condiciones normales de solidificación.

Celda Unitaria.- es el agrupamiento más pequeño de átomos que conserva la geometría de la estructura cristalina, y que al apilarse en unidades repetitivas forma un cristal con dicha estructura.

Una celda unitaria se caracteriza por tres vectores que definen las tres direcciones independientes del paralelepípedo. Esto se traduce en siete parámetros de red, que son los módulos, a, b y c, de los tres vectores, y los ángulos α, β y γ que forman entre sí. Estos tres vectores forman una base del espacio tridimensional, de tal manera que las coordenadas de cada uno de los puntos de la red se pueden obtener a partir de ellos por combinación lineal con los coeficientes enteros.

La estructura cristalina de un sólido depende del tipo de enlace atómico, del tamaño de los átomos (o iones), y la carga eléctrica de los iones en su caso).

Existen siete sistemas cristalinos los cuales se distinguen entre sí por la longitud de sus aristas de la celda (llamados constantes o parámetros de la celda) y los ángulos entre los bordes de ésta. Estos sistemas son: cúbico, tetragonal, ortorrómbico, romboédrica (o trigonal), hexagonal, monoclínico y triclínico.

Los diferentes sistemas cristalinos se forman por el apilamiento de capas de átomos siguiendo un patrón particular.

Un sólido cristalino la CAPA en el espacio de una estructura elemental paralelepipédica denominada celda unitaria. En función de los parámetros de red, es decir, de las longitudes de los lados o ejes del paralelepípedo elemental y de los ángulos que forman, se distinguen siete sistemas cristalinos:

a=b=c ; a=b=g=90º a=b¹c; a=b=g=90º a¹b¹c; a=b=g=90º

a1=a2=a3 a=b ¹ c; a=b=90º ; g =120º a¹b¹c; a = g = 90º ñb90º

a¹b¹c; a, g, b ¹ 90º

En función de las posibles localizaciones de los átomos en la celda unitaria se establecen 14 estructuras cristalinas básicas, las denominadas redes de Bravais.