Química

Química general

Profesor: Mohamed Abatal

Dia: Lunes, jueves y viernes

Horario: 9:00 am -11:00 am, 10:00 am -11:00 am

En química, no tuvimos clase casi un mes por lo tanto no he podido actualizar mucho sobre esta parte, sin embargo en un tiempo nos dio un profesor y nos enseño sobre configuración electrónica algo que ya habíamos visto en preparatoria.

En todo ese tiempo vimos los distintos modelos atómicos y como hacer las configuraciones electrónicas. Después nos dejo de dar clases ese profesor, fue cuando regreso nuestro maestro oficial. El cual se ha incorporado bien con nosotros, nos ha enseñado de distintas cosas de química en poco tiempo, al igual que la maestra Tania con la que hicimos varias practicas de laboratorio, lo que ha hecho interesante está clase, realmente son las practicas.

Hemos podido hacer que la química sea dinámica, algo de lo cual nunca había tenido la oportunidad de experimentar, por el momento clases con la maestra Tania solo hemos tenido 2, pero han sido lo suficientemente buenas para dejar todo en claro.

Al igual que con el profesor Mohammed.

Tabla periódica

Lo primero que vimos fue acerca de la tabla periódica y sobre como aprender a leerla, ya recordaba algunas cosas, sin embargo otras se olvidaron, aquí les dejo un video que fue de mucha ayuda para aprender a leer la tabla periódica de manera correcta.

En este video pude aprender de manera correcta como usar la tabla periódica y leerla de la manera que es.

Configuración electrónica

Luego empezamos a usar la configuración electrónica entrando de lleno a este tema y aprendiendo de todo, desde números cuánticos, orbitales, etc.

A continuación tenemos el significado de cada cosa.

Número Cuántico principal (n): Corresponde al nivel energético en donde se encuentra el electrón. Va desde 1 hacia arriba (1, 2, 3...)

1. Número Cuántico secundario o azimutal (l): Corresponde al orbital en donde se encuentra el electrón. Se representa por s (0), p (1), d (2) y f (3).
2. Número Cuántico Magnético (m): Indica la orientación del orbital donde se encuentra el electrón. Va desde -l hasta l (incluyendo el 0).
3. Número Cuántico de Spin o Giro (s): Este número cuántico se define tradicionalmente como el giro que posee el electrón. Dos electrones con el mismo giro no pueden tener un mismo m (solo se permiten dos electrones por m y deben tener spines (giros) opuestos). Se identifican tradicionalmente como -1/2 y +1/2 o -1 y +1, en esta página web se utilizará la primera identificación (-1/2 y +1/2).

 Aprendiendo a usar de manera correcta la configuración electrónica nos es posible entrar a más campo donde usaremos este método.

¿Cuál es la cantidad máxima de electrones que puede alojar cada subnivel?

El subnivel s aloja un máximo de 2 electrones.

El subnivel p aloja un máximo de 6 electrones.

El subnivel d aloja un máximo de 10 electrones.

El subnivel f aloja un máximo de 14 electrones.

¿Cómo se utiliza el Diagrama de Moeller o Regla de las Diagonales?

El diagrama de Moeller o Regla de las diagonales se utiliza para recordar el orden de llenado de los orbitales atómicos. Es, simplemente, una regla mnemotécnica.

Es la siguiente:

Regla de las Diagonales o Diagrama de Moeller:

La forma de construir este diagrama es escribir los niveles de energía atómicos (del 1 al 7) y los correspondientes subniveles a su lado. Luego se trazan líneas diagonales desde arriba hacia abajo.

No debes recordarlo de memoria, ahora ya sabes construirlo, de modo que el día del examen, lo puedes escribir y luego utilizar para resolver los ejercicios.

¿Cómo se utiliza el Diagrama de Moeller o Regla de las Diagonales?

Para utilizar la regla de las diagonales simplemente debes seguir las líneas diagonales del diagrama desde arriba hacia abajo. Eso marcará el orden de llenado de los subniveles de energía. La cantidad de electrones se escribe como superíndice. Una vez que un subnivel de energía está "completo" de electrones se pasa al subnivel siguiente

Ejemplos de Configuración Electrónica

Escribir la Configuración Electrónica del Manganeso (Mn):

PASO 1: Lo primero que debemos conocer es el Número Atómico (Z) del elemento en cuestión, en este caso, el Manganeso el cual nos indica la cantidad de protones.

Al tratarse de un átomo neutro, la cantidad de protones será igual a la cantidad de electrones.

PASO 2: El siguiente paso será ubicar la totalidad de los electrones en los orbitales correspondientes utilizando la Regla de las Diagonales.

Veamos: El Manganeso (Mn) tiene un número atómico Z=25, es decir, que tiene 25 protones y 25 electrones.

Siguiendo la Regla de las Diagonales escribimos la configuración electrónica (CE) del Mn de la siguiente manera:

Escribir la Configuración Electrónica del Carbono (C)

El átomo de Carbono tiene un número atómico (Z) de 6. Es decir, tiene 6 protones en su núcleo. Al tratarse de un átomo neutro tiene también 6 electrones alrededor del núcleo, distribuidos en distintos niveles y subniveles de energía. Utilizando la regla de las diagonales o Diagrama de Moeller escribimos la Configuración Electrónica (CE) del Carbono:

Energía de ionización

La energía de ionización, I, es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo gaseoso, aislado y en estado fundamental. Los electrones se encuentran atraídos por el núcleo y es necesario aportar energía para arrancarlos. Siempre se pierden los electrones de la última capa, que son los más débilmente atraídos por el núcleo.

Mg(g)→Mg+(g)+1e−(1)

Esta ecuación representa la primera ionización del Mg y requiere I1=738 kJ/mol.

Es posible continuar arrancando electrones al ion Mg+ obteniendo el Mg2+. Esta segunda ionización siempre requiere más energía que la primera (I2=1451 kJ/mol).

El Mg2+ tiene la misma configuración electrónica que el Ne, siendo relativamente fácil formar este ion. Sin embargo, tratar de arrancar más electrones al magnesio tiene un coste energético mucho mayor, observándose un incremento muy importante en la tercera energía de ionización.

Ahora vamos a ver como varían las energías de ionización a lo largo de la tabla periódica.

• Al bajar en un grupo la energía de ionización disminuye. Los electrones entran en capas cada vez más alejadas del núcleo, estando cada vez menos atraídos lo que facilita su extracción del átomo. Veamos una ecuación, aunque sólo exacta para el hidrógeno, nos da una aproximación a la energía de ionización de átomos polielectrónicos:
  I=RHZ2efn2(2)
  El bajar en un grupo n aumenta mientras que la carga nuclear efectiva camba poco (aumenta ligeramente), lo que produce una disminución significativa en la energía de ionización.
• Al movernos a la derecha en un periodo la energía de ionización aumenta, debido al aumento importante de la carga nuclear efectiva, sin cambio en n.
• Afinidad electrónica
• La afinidad electrónica (AE) se define como la energía intercambiada (suele liberarse) cuando un átomo gaseoso aislado y en estado fundamental coge un electrón para formar un anión. Así el átomo de F libera 328 kJ/mol cuando captura un electrón y se transforma en F−. El anión fluoruro es muy estable por tener la configuración electrónica del neon.

  F(g)+1e−→F−(g)(1)

  Aunque los átomos que más energía liberan al captar un electrón se encuentran en la tabla periódica a la derecha, se observa que metales como el litio, en estado gaseoso, también liberan energía formando aniones litio.
  

  Li(g)+e−→Li−(g)(2)

  El calor liberado es: AE=-59.6 kJ/mol.
  

  

  Algunos elementos como los alcalinoterreos (grupo 2) no muestran tendencia a captar electrones debido a que tienen completa la subcapa 2s. El grupo del nitrógeno tampoco tiene tendencia a coger electrones dado que supondría comenzar a completar la subcapa np.

  Algunos elementos pueden coger más de un electrón, pero solo se desprende energía en la primera captura, el resto son endotérmicas.

  En general la afinidad electrónica aumenta hacia la izquierda y hacia arriba, con las excepciones del grupo 2 y 15. Conviene conocer otra excepción a esta regla, que encontramos en el grupo de los halógenos: el cloro tiene mayor afinidad electrónica que el flúor. Debido a su pequeño tamaño el flúor presenta repulsiones electrónicas importantes que dificultan la captura del electrón, explicando así un valor de afinidad electrónica inferior al cloro.
• Estequiometria

• El uso de una ecuación química balanceada para calcular las cantidades de reactivos y productos se llama estequiometría. Esta es una palabra que suena muy técnica, pero sencillamente significa el uso de las proporciones de la reacción balanceada. En este artículo analizaremos cómo usar relaciones molares para calcular la cantidad de reactivos necesaria para una reacción.

  Reacciones balanceadas y relaciones molares

  Los coeficientes estequiométricos son los números que utilizamos para asegurar que nuestra ecuación está balanceada. Con los coeficientes estequiométricos podemos calcular razones (también llamadas relaciones), y estas relaciones nos darán información sobre las proporciones relativas de las sustancias químicas en nuestra reacción. Podrías encontrar que a esta proporción se le llama relación molar, factor estequiométrico o relación estequiométrica. La relación molar se puede usar como un factor de conversión entre diferentes cantidades.

  Consejo para resolver problemas: el primer paso, y el más importante, es el mismo para todos los problemas de estequiometría, sin importar qué estás resolviendo: ¡asegúrate de que tu ecuación esté balanceada! Si no es así, las relaciones molares estarán equivocadas y las respuestas no serán correctas.

  Por ejemplo, los coeficientes estequiométricos para la siguiente reacción balanceada nos dicen que 1 mol de $\text{Fe}_2 \text O_3$start text, F, e, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, start subscript, 3, end subscript reaccionará con 2 moles de $\text{Al}$start text, A, l, end text para dar 2 moles de $\text{Fe}$start text, F, e, end text y 1 mol de $\text{Al}_2 \text O_3$start text, A, l, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, start subscript, 3, end subscript. 
  

  [¿Por qué faltan algunos coeficientes?]

  $\text{Fe}_2 \text O_3$start text, F, e, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, start subscript, 3, end subscript$\text{Al}_2 \text O_3$start text, A, l, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, start subscript, 3, end subscript

  $\text {Fe}_2 \text O_3(s) + \blueD{2} \text {Al} (s) \rightarrow \redD{2} \text {Fe} (l) + \text {Al}_2 \text O_3(s)$start text, F, e, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, start subscript, 3, end subscript, left parenthesis, s, right parenthesis, plus, start color #11accd, 2, end color #11accd, start text, A, l, end text, left parenthesis, s, right parenthesis, right arrow, start color #e84d39, 2, end color #e84d39, start text, F, e, end text, left parenthesis, l, right parenthesis, plus, start text, A, l, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, start subscript, 3, end subscript, left parenthesis, s, right parenthesis

  Si tenemos una masa conocida del reactivo $\text{Fe}_2 \text O_3$start text, F, e, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, start subscript, 3, end subscript, podemos calcular cuántos moles de $\text{Al}$start text, A, l, end text necesitamos para que reaccionen totalmente con $\text{Fe}_2 \text O_3$start text, F, e, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, start subscript, 3, end subscript al utilizar la razón de sus coeficientes:

  $\text{Relación molar entre Al y Fe}_2\text{O}_3=\dfrac{\blueD{2}\,\text {mol Al}}{1 \,\text{mol Fe}_2 \text O_3}$start text, R, e, l, a, c, i, o, with, \', on top, n, space, m, o, l, a, r, space, e, n, t, r, e, space, A, l, space, y, space, F, e, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, start subscript, 3, end subscript, equals, start fraction, start color #11accd, 2, end color #11accd, start text, m, o, l, space, A, l, end text, divided by, 1, start text, m, o, l, space, F, e, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, start subscript, 3, end subscript, end fraction

  Ejemplo: el uso de relaciones molares para calcular la masa de un reactivo

  Para la siguiente reacción no balanceada, ¿cuántos gramos de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text serán necesarios para reaccionar totalmente con 3,10 gramos de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript?

  $\text {NaOH}(aq) + \text H_2 \text{SO}_4 (aq) \rightarrow \text H_2 \text O + \text {Na}_2 \text{SO}_4(aq)~~~~~~~\text{¡No está balanceada!$start text, N, a, O, H, end text, left parenthesis, a, q, right parenthesis, plus, start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, left parenthesis, a, q, right parenthesis, right arrow, start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, plus, start text, N, a, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, left parenthesis, a, q, right parenthesis, space, space, space, space, space, space, space, start text, ¡, N, o, space, e, s, t, a, with, \', on top, space, b, a, l, a, n, c, e, a, d, a, !, end text

  En esta reacción tenemos 1 $\text{Na}$start text, N, a, end text y 3 $\text H$start text, H, end text del lado de los reactivos, y 2 $\text{Na}$start text, N, a, end text y 2 $\text H$start text, H, end text del lado de los productos. Podemos balancear nuestra ecuación al multiplicar $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text por dos, de manera que haya 2 $\text{Na}$start text, N, a, end text de cada lado, y multiplicar $\text H_2 \text O$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text por dos, para que haya 6 $\text O$start text, O, end text y 4 $\text H$start text, H, end text en ambos lados. Esto nos da la siguiente reacción balanceada:

  $2 \text {NaOH}(aq) + \text H_2 \text{SO}_4 (aq) \rightarrow 2\text H_2 \text O + \text {Na}_2 \text{SO}_4(aq)~~~~ \text{¡Balanceada, viva!$2, start text, N, a, O, H, end text, left parenthesis, a, q, right parenthesis, plus, start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, left parenthesis, a, q, right parenthesis, right arrow, 2, start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, plus, start text, N, a, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, left parenthesis, a, q, right parenthesis, space, space, space, space, start text, ¡, B, a, l, a, n, c, e, a, d, a, comma, space, v, i, v, a, !, end text

  Una vez que tenemos la reacción balanceada, nos podemos hacer las siguientes preguntas:

  • ¿De qué reactivo o reactivos ya conocemos la cantidad?
  • ¿Qué estamos tratando de calcular?

  En este ejemplo, sabemos que la cantidad de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript es 3,10 gramos, y queremos calcular la masa de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text. Armados con la ecuación balanceada y un claro sentido de propósito (esperemos), podemos usar la siguiente estrategia para abordar este problema de estequiometría:

  Paso 1: convertir una cantidad conocida de reactivo a moles

  La cantidad conocida en este problema es la masa de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript. Podemos convertir la masa de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript a moles al usar el peso molecular. Dado que el peso molecular de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript es 98,09 g/mol, podemos encontrar los moles de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript de la siguiente manera:

  $3{,}10 \, \cancel{\text g \,\text H_2 \text{SO}_4} \times \dfrac{1 \,\text{mol} \,\text H_2 \text{SO}_4}{98{,}09 \, \cancel{\text g \,\text H_2 \text{SO}_4}} =3{,}16 \times 10^{-2} \text {mol H}_2 \text{SO}_4$3, comma, 10, start cancel, start text, g, end text, start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, end cancel, times, start fraction, 1, start text, m, o, l, end text, start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, divided by, 98, comma, 09, start cancel, start text, g, end text, start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, end cancel, end fraction, equals, 3, comma, 16, times, 10, start superscript, minus, 2, end superscript, start text, m, o, l, space, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript

  $\times$times$^{-2}$start superscript, minus, 2, end superscript

  Paso 2: el uso de la relación molar para encontrar los moles de otro reactivo

  Queremos calcular la cantidad de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text, entonces podemos usar la relación molar entre $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text y $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript. Según nuestra ecuación química balanceada, necesitamos 2 moles de NaOH por cada mol de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, lo que nos da la siguiente relación:

  $\text{Relación molar entre NaOH y H}_2 \text{SO}_4=\dfrac{2\,\text{mol NaOH}}{1\,\text{mol H}_2 \text {SO}_4}$start text, R, e, l, a, c, i, o, with, \', on top, n, space, m, o, l, a, r, space, e, n, t, r, e, space, N, a, O, H, space, y, space, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, equals, start fraction, 2, start text, m, o, l, space, N, a, O, H, end text, divided by, 1, start text, m, o, l, space, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, end fraction

  Podemos utilizar la proporción para convertir moles de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript del paso uno, en moles de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text:

  $3{,}16 \times 10^{-2} \,\cancel{\text {mol} \,\text H_2 \text{SO}_4} \times \dfrac{2\,\text{mol NaOH}}{1\,\cancel{\text{mol H}_2 \text {SO}_4}} =6{,}32 \times 10^{-2} \,\text {mol NaOH}$, comma, 16, times, 10, start superscript, minus, 2, end superscript, start cancel, start text, m, o, l, end text, start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, end cancel, times, start fraction, 2, start text, m, o, l, space, N, a, O, H, end text, divided by, 1, start cancel, start text, m, o, l, space, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, end cancel, end fraction, equals, 6, comma, 32, times, 10, start superscript, minus, 2, end superscript, start text, m, o, l, space, N, a, O, H, end text

  Observa que podemos escribir la relación molar de dos maneras:

  $\dfrac{2\,\text{mol NaOH}}{1\, \text{mol H}_2 \text {SO}_4}~~ \greenD{\checkmark}~~~$start fraction, 2, start text, m, o, l, space, N, a, O, H, end text, divided by, 1, start text, m, o, l, space, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, end fraction, space, space, start color #1fab54, \checkmark, end color #1fab54, space, space, spaceo$~~~ \dfrac{1\, \text{mol H}_2 \text {SO}_4}{2\,\text{mol NaOH}}~~\redD{\mathsf X}$space, space, space, start fraction, 1, start text, m, o, l, space, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, divided by, 2, start text, m, o, l, space, N, a, O, H, end text, end fraction, space, space, start color #e84d39, X, end color #e84d39

  ¡Cada formato nos da una respuesta diferente! Sin embargo, solo una relación permitirá que las unidades de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript se cancelen adecuadamente. El mensaje importante aquí es ¡siempre revisa tus unidades! Hay un video que explica cómo podemos tratar las unidades como números para tener una contabilidad más fácil.

  Paso 3: convertir moles a masa

  Podemos convertir los moles de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text del Paso 2, a masa en gramos mediante el peso molecular de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text:

  $6{,}32 \times 10^{-2} \cancel{\text {mol} \,\text {NaOH} }\times \dfrac{40{,}00\,\text{g NaOH}}{1\, \cancel{\text{mol NaOH}}} =2{,}53 \,\text {g NaOH}$

  Necesitaremos 2,53 gramos de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text para que reaccionen totalmente con 3,10 gramos de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript.

  Atajo: también podríamos combinar los tres pasos en un solo cálculo, con la advertencia de que debemos poner mucha atención en nuestras unidades. Para convertir la masa de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript en masa de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text, podemos resolver la siguiente expresión:

  $\underbrace{3{,}10 \, \cancel{\text g \,\text H_2 \text{SO}_4} ~~~\times~~~\dfrac{1 \,\cancel{\text{mol} \,\text H_2 \text{SO}_4}}{98{,}09 \, \cancel{\text g \,\text H_2 \text{SO}_4}}} ~~~\times~~~ \underbrace{\dfrac{2\,\cancel{\text{mol NaOH}}}{1\,\cancel{\text{mol H}_2 \text {SO}_4}}} ~~~\times~~~ \underbrace{\dfrac{40{,}00\,\text{g NaOH}}{1\, \cancel{\text{mol NaOH}}}} ~=~2{,}53 \,\text {g NaOH}\\ ~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~\text{Paso 1}~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~\text{Paso 2} ~~~~~~~~~~~~~~~~~\quad\quad\quad\text{Paso 3}\\ ~~~~~~~~~~~~~~\quad\text{Encontrar moles de H}_2 \text{SO}_4.~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~\text{Usar relación molar.}~~~~~~\text{Encontrar moles de NaOH.}~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~$

  Si observamos cuidadosamente la expresión, la podemos descomponer en los pasos 1 a 3 arriba. La única diferencia es que en lugar de hacer cada conversión por separado, las hicimos todas a la vez.
• Detenidamente todo esto es y fue necesario para mi ultima tarea de química con el maestro Mohamed y leyendo todo lo anterior me fue muy fácil aprender a balancear una reacción.