Prefacio

Acerca de OpenStax

OpenStax es una organización sin fines de lucro con sede en la Universidad de Rice. Nuestra misión es mejorar el acceso de los estudiantes a la educación. Nuestro primer libro de texto universitario con licencia abierta se publicó en 2012, y desde entonces nuestra biblioteca se ha ampliado a más de 25 libros para cursos universitarios y de Colocación Avanzada (Advanced Placement, AP®) utilizados por cientos de miles de estudiantes. OpenStax Tutor, nuestra herramienta de aprendizaje personalizado de bajo costo, se utiliza en cursos universitarios de todo el país. A través de nuestras asociaciones con fundaciones filantrópicas y nuestra alianza con otras organizaciones de recursos educativos, OpenStax rompe las barreras más comunes para el aprendizaje y capacita a estudiantes e instructores para tener éxito.

Sobre los recursos de OpenStax

Sobre *Química 2ed*

*Química 2ed* está diseñado para cumplir con los requisitos de alcance y secuencia del curso de química general de dos semestres. El libro de texto ofrece una importante oportunidad para que los estudiantes aprendan los conceptos básicos de la química y comprendan cómo esos conceptos se aplican a sus vidas y al mundo que los rodea. El libro también incluye una serie de características innovadoras, como ejercicios interactivos y aplicaciones del mundo real, diseñadas para mejorar el aprendizaje de los estudiantes. La segunda edición ha sido revisada para incorporar explicaciones más claras, actuales y dinámicas, manteniendo la misma organización que la primera edición. Se han introducido mejoras sustanciales en las figuras, las ilustraciones y los ejercicios de ejemplo que apoyan la narración del texto.

Recursos adicionales

Sobre los autores

Ideas esenciales

Introducción

Abstract:
* La química en su contexto
* Fases y clasificación de la materia
* Propiedades físicas y químicas
* Mediciones
* Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
* Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
* Módulo para probar las funciones de varios elementos para ver cómo se generan en el PDF

La química en su contexto

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Resumir el desarrollo histórico de la química.
* Dar ejemplos de la importancia de la química en la vida cotidiana.
* Describir el método científico.
* Diferenciar entre hipótesis, teorías y leyes.
* Proporcionar ejemplos que ilustren los dominios macroscópico, microscópico y simbólico.

Química: la ciencia central

La química se conoce a veces como "la ciencia central" debido a su interconexión con una amplia gama de otras disciplinas de Ciencia, Tecnología, Ingeniería y Matemáticas (Science, Technology, Engineering, and Math, STEM). La química y el lenguaje de los químicos desempeñan papeles vitales en la biología, la medicina, la ciencia de los materiales, la ciencia forense, la ciencia ambiental y muchos otros campos ([link]). Los principios básicos de la física son esenciales para entender muchos aspectos de la química, y existe una amplia superposición entre muchas subdisciplinas de ambos campos, como la física química y la química nuclear. Las matemáticas, la informática y la teoría de la información proporcionan importantes herramientas que nos ayudan a calcular, interpretar, describir y, en general, dar sentido al mundo químico. La biología y la química convergen en la bioquímica, que es crucial para comprender los numerosos y complejos factores y procesos que mantienen vivos a los seres vivos (como nosotros). La ingeniería química, la ciencia de los materiales y la nanotecnología combinan los principios químicos y los hallazgos empíricos para producir sustancias útiles, desde la gasolina hasta los tejidos o la electrónica. La agricultura, la ciencia de los alimentos, la veterinaria y la elaboración de cerveza y vino contribuyen a proporcionar el sustento en forma de alimentos y bebidas a la población mundial. La medicina, la farmacología, la biotecnología y la botánica identifican y producen sustancias que nos ayudan a mantenernos sanos. Las ciencias medioambientales, la geología, la oceanografía y las ciencias atmosféricas incorporan muchas ideas químicas para ayudarnos a comprender y proteger mejor nuestro mundo físico. Las ideas químicas se utilizan para ayudar a entender el universo en astronomía y cosmología.

El método científico

La química es una ciencia basada en la observación y la experimentación. Hacer química implica intentar responder preguntas y explicar observaciones en términos de las leyes y teorías de la química, utilizando procedimientos aceptados por la comunidad científica. No existe una única vía para responder una pregunta o explicar una observación, pero hay un aspecto común a todos los enfoques: cada uno de ellos utiliza conocimientos basados en experimentos que se pueden reproducir para verificar los resultados. Algunas rutas implican una hipótesis, que es una explicación tentativa de las observaciones que actúa como guía para reunir y comprobar la información. Una hipótesis se pone a prueba mediante la experimentación, el cálculo o la comparación con los experimentos de otros y, a continuación, se perfecciona según sea necesario.

Los dominios de la química

Los químicos estudian y describen el comportamiento de la materia y la energía en tres dominios diferentes: macroscópico, microscópico y simbólico. Estos dominios proporcionan diferentes formas de considerar y describir el comportamiento químico.

Fases y clasificación de la materia

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir las propiedades básicas de cada estado físico de la materia: sólido, líquido y gaseoso.
* Distinguir entre masa y peso.
* Aplicar la ley de conservación de la materia.
* Clasificar la materia como elemento, compuesto, mezcla homogénea o mezcla heterogénea con respecto a su estado físico y composición.
* Definir y dar ejemplos de átomos y moléculas.

Clasificación de la materia

La materia puede clasificarse en varias categorías. Dos grandes categorías son las mezclas y las sustancias puras. Una sustancia pura tiene una composición constante. Todas las muestras de una sustancia pura tienen exactamente la misma composición y propiedades. Cualquier muestra de sacarosa (azúcar de mesa) está compuesta por un 42,1 % de carbono, un 6,5 % de hidrógeno y un 51,4 % de oxígeno en masa. Cualquier muestra de sacarosa tiene también las mismas propiedades físicas, como el punto de fusión, el color y el dulzor, independientemente de la fuente de la que se haya aislado.

Átomos y moléculas

Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que tiene las propiedades de ese elemento y puede entrar en una combinación química. Consideremos el elemento oro, por ejemplo. Imagine que corta una pepita de oro por la mitad, luego corta una de las mitades por la mitad y repite este proceso hasta que queda un trozo de oro tan pequeño que no se puede cortar por la mitad (por muy pequeño que sea su cuchillo). Esta pieza de oro de tamaño mínimo es un átomo (del griego *átomos*, que significa "indivisible") ([link]). Este átomo dejaría de ser oro si se dividiera más.

Propiedades físicas y químicas

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Identificar las propiedades y los cambios de la materia como físicos o químicos.
* Identificar las propiedades de la materia como extensivas o intensivas.

Mediciones

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar el proceso de medición.
* Identificar las tres partes básicas de una cantidad.
* Describir las propiedades y unidades de longitud, masa, volumen, densidad, temperatura y tiempo.
* Realizar cálculos y conversiones de unidades básicas en el sistema métrico y otros sistemas de unidades.

Unidades básicas del SI

Las unidades iniciales del sistema métrico, que acabaron evolucionando hacia el sistema SI, se establecieron en Francia durante la Revolución Francesa. Los estándares originales del metro y el kilogramo fueron adoptados allí en 1799 y, con el tiempo, por otros países. En esta sección se presentan cuatro de las unidades básicas del SI utilizadas habitualmente en química. En capítulos posteriores se introducirán otras unidades del SI.

Unidades derivadas del SI

Podemos derivar muchas unidades a partir de las siete unidades básicas del SI. Por ejemplo, podemos utilizar la unidad base de longitud para definir una unidad de volumen, y las unidades base de masa y longitud para definir una unidad de densidad.

Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir la exactitud y la precisión.
* Distinguir números exactos e inciertos.
* Representar correctamente la incertidumbre en las cantidades utilizando cifras significativas.
* Aplicar las reglas de redondeo adecuadas a las cantidades calculadas.

Cifras significativas en la medición

Los números de las cantidades medidas, a diferencia de las cantidades definidas o contadas directamente, no son exactos. Para medir el volumen de un líquido en una probeta graduada, debe hacer una lectura en el fondo del menisco, el punto más bajo de la superficie curva del líquido.

Cifras significativas en los cálculos

Un segundo principio importante de la incertidumbre es que los resultados calculados a partir de una medición son al menos tan inciertos como la propia medición. Hay que tener en cuenta la incertidumbre de las mediciones para no tergiversarla en los resultados calculados. Una forma de hacerlo es informar del resultado de un cálculo con el número correcto de cifras significativas, que está determinado por las siguientes tres reglas de redondeo de números:

Precisión y exactitud

Los científicos suelen realizar mediciones repetidas de una cantidad para garantizar la calidad de sus hallazgos y evaluar tanto la precisión como la exactitud de sus resultados. Se dice que las mediciones son precisas si dan resultados muy similares cuando se repiten de la misma manera. Se considera que una medición es exacta si da un resultado muy cercano al valor verdadero o aceptado. Los valores precisos coinciden entre sí; los valores exactos coinciden con un valor verdadero. Estas caracterizaciones pueden extenderse a otros contextos, como los resultados de una competición de tiro con arco ([link]).

Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar el enfoque del análisis dimensional (etiqueta de factores) para los cálculos matemáticos que implican cantidades.
* Utilizar el análisis dimensional para realizar conversiones de unidades para una propiedad dada y cálculos que impliquen dos o más propiedades.

Factores de conversión y análisis dimensional

Una relación de dos cantidades equivalentes expresadas con diferentes unidades de medida puede utilizarse como factor de conversión de unidades. Por ejemplo, las longitudes de 2,54 cm y 1 pulgada son equivalentes (por definición), por lo que se puede derivar un factor de conversión de unidades a partir de la relación,

Conversión de unidades de temperatura

Utilizamos la palabra temperatura para referirnos al calor o al frío de una sustancia. Una forma de medir un cambio de temperatura es utilizar el hecho de que la mayoría de las sustancias se expanden cuando su temperatura aumenta y se contraen cuando su temperatura disminuye. El líquido de un termómetro de vidrio común cambia su volumen a medida que cambia la temperatura, y la posición de la superficie del líquido atrapado a lo largo de una escala impresa puede utilizarse como medida de la temperatura.

Átomos, moléculas e iones

Introducción

Abstract:
* Las primeras ideas de la teoría atómica
* Evolución de la teoría atómica
* Estructura atómica y simbolismo
* Fórmulas químicas
* La tabla periódica
* Compuestos iónicos y moleculares
* Nomenclatura química

Las primeras ideas de la teoría atómica

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Enunciar los postulados de la teoría atómica de Dalton.
* Utilizar los postulados de la teoría atómica de Dalton para explicar las leyes de las proporciones definidas y múltiples.

Evolución de la teoría atómica

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Resumir los hitos en el desarrollo de la teoría atómica moderna.
* Resumir e interpretar los resultados de los experimentos de Thomson, Millikan y Rutherford.
* Describir las tres partículas subatómicas que componen los átomos.
* Definir los isótopos y dar ejemplos de varios elementos.

Estructura atómica y simbolismo

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Escribir e interpretar los símbolos que representan el número atómico, el número de masa y la carga de un átomo o un ion.
* Definir la unidad de masa atómica y la masa atómica promedio.
* Calcular la masa atómica promedio y la abundancia isotópica.

Símbolos químicos

Un símbolo químico es una abreviatura que utilizamos para indicar un elemento o un átomo de un elemento. Por ejemplo, el símbolo del mercurio es Hg ([link]). Utilizamos el mismo símbolo para indicar un átomo de mercurio (en un dominio microscópico) o para marcar un contenedor de muchos átomos del elemento mercurio (en un dominio macroscópico).

Isótopos

El símbolo de un isótopo específico de cualquier elemento se escribe colocando el número de masa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento ([link]). El número atómico se escribe a veces como un subíndice que precede al símbolo, pero como este número define la identidad del elemento, al igual que su símbolo, a menudo se omite. Por ejemplo, el magnesio existe como una mezcla de tres isótopos, cada uno con un número atómico de 12 y con números de masa de 24, 25 y 26, respectivamente. Estos isótopos pueden identificarse como 24Mg, 25Mg, y 26Mg. Estos símbolos de isótopos se leen como "elemento, número de masa" y se pueden simbolizar de acuerdo con esta lectura. Por ejemplo, 24Mg se lee como "magnesio 24", y puede escribirse como "magnesio-24" o "Mg-24" 25Mg se lee como "magnesio 25", y puede escribirse como "magnesio-25" o "Mg-25" Todos los átomos de magnesio tienen 12 protones en su núcleo. Solo se diferencian porque un átomo de 24Mg tiene 12 neutrones en su núcleo, un átomo de 25Mg tiene 13 neutrones y un 26Mg tiene 14 neutrones.

Masa atómica

Dado que cada protón y cada neutrón contribuyen aproximadamente con una u a la masa de un átomo, y cada electrón contribuye con mucho menos, la masa atómica de un solo átomo es aproximadamente igual a su número de masa (un número entero). Sin embargo, las masas medias de los átomos de la mayoría de los elementos no son números enteros porque la mayoría de los elementos existen de forma natural como mezclas de dos o más isótopos.

Fórmulas químicas

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Simbolizar la composición de las moléculas mediante fórmulas moleculares y fórmulas empíricas.
* Representar la disposición de los enlaces de los átomos en las moléculas mediante fórmulas estructurales.

La tabla periódica

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Enunciar la ley periódica y explicar la organización de los elementos en la tabla periódica.
* Predecir las propiedades generales de los elementos en función de su ubicación en la tabla periódica.
* Identificar los metales, los no metales y los metaloides por sus propiedades o su ubicación en la tabla periódica.

Compuestos iónicos y moleculares

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir los compuestos iónicos y moleculares (covalentes).
* Predecir el tipo de compuesto que se forma a partir de los elementos en función de su ubicación en la tabla periódica.
* Determinar las fórmulas de los compuestos iónicos simples.

Compuestos iónicos

Cuando un elemento compuesto por átomos que pierden fácilmente electrones (un metal) reacciona con un elemento compuesto por átomos que ganan fácilmente electrones (un no metal), suele producirse una transferencia de electrones que da lugar a iones. El compuesto formado por esta transferencia se estabiliza por las atracciones electrostáticas (enlaces iónicos) entre los iones de carga opuesta presentes en el compuesto. Por ejemplo, cuando cada átomo de sodio en una muestra de sodio metálico (grupo 1) cede un electrón para formar un catión de sodio, Na+, y cada átomo de cloro en una muestra de cloro gaseoso (grupo 17) acepta un electrón para formar un anión de cloruro, Cl-, el compuesto resultante, NaCl, está formado por iones de sodio e iones de cloruro en la proporción de un ion Na+ por cada ion Cl-. Del mismo modo, cada átomo de calcio (grupo 2) puede ceder dos electrones y transferir uno a cada uno de los dos átomos de cloro para formar CaCl2, que está compuesto por iones Ca2+ y Cl- en la proporción de un ion Ca2+ por dos iones Cl-.

Compuestos moleculares

Muchos compuestos no contienen iones, sino que están formados únicamente por moléculas discretas y neutras. Estos compuestos moleculares (compuestos covalentes) resultan cuando los átomos comparten, en lugar de transferir (ganar o perder), electrones. El enlace covalente es un concepto importante y extenso en química, y se tratará con bastante detalle en un capítulo posterior de este texto. A menudo podemos identificar los compuestos moleculares en función de sus propiedades físicas. En condiciones normales, los compuestos moleculares suelen existir como gases, líquidos de bajo punto de ebullición y sólidos de bajo punto de fusión, aunque existen muchas excepciones importantes.

Nomenclatura química

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Derivar los nombres de los tipos comunes de compuestos inorgánicos con un enfoque sistemático.

Compuestos iónicos

Para nombrar un compuesto inorgánico, debemos tener en cuenta las respuestas a las siguientes preguntas. En primer lugar, ¿el compuesto es iónico o molecular? Si el compuesto es iónico, ¿el metal forma iones de un solo tipo (carga fija) o de más de un tipo (carga variable)? ¿Los iones son monoatómicos o poliatómicos? Si el compuesto es molecular, ¿contiene hidrógeno? Si es así, ¿también contiene oxígeno? A partir de las respuestas que obtenemos, colocamos el compuesto en una categoría adecuada y le damos el nombre correspondiente.

Compuestos que solo contienen iones monoatómicos

El nombre de un compuesto binario que contiene iones monoatómicos consiste en el nombre del catión (el nombre del metal) seguido del nombre del anión (el nombre del elemento no metálico con su terminación sustituida por el sufijo *-uro*). Algunos ejemplos se recogen en la [link].

Compuestos que contienen iones poliatómicos

Los compuestos que contienen iones poliatómicos se nombran de forma similar a los que solo contienen iones monoatómicos, es decir, nombrando primero el catión y luego el anión. Los ejemplos se muestran en la [link].

Compuestos que contienen un ion metálico con carga variable

La mayoría de los metales de transición y algunos metales del grupo principal pueden formar dos o más cationes con cargas diferentes. Los compuestos de estos metales con no metales se nombran con el mismo método que los compuestos de la primera categoría, salvo que la carga del ion metálico se especifica con un número romano entre paréntesis después del nombre del metal. La carga del ion metálico se determina a partir de la fórmula del compuesto y la carga del anión. Por ejemplo, consideremos los compuestos iónicos binarios de hierro y cloro. El hierro suele presentar una carga de 2+ o 3+ (vea la [link]), y las dos fórmulas compuestas correspondientes son FeCl2 y FeCl3. El nombre más sencillo, "cloruro de hierro", será en este caso ambiguo, ya que no distingue entre estos dos compuestos. En estos casos, la carga del ion metálico se incluye como un número romano entre paréntesis inmediatamente después del nombre del metal. Estos dos compuestos se denominan inequívocamente cloruro de hierro(II) y cloruro de hierro(III), respectivamente. Otros ejemplos se encuentran en la [link].

Hidratos iónicos

Los compuestos iónicos que contienen moléculas de agua como componentes integrales de sus cristales se denominan hidratos. El nombre de un hidrato iónico se obtiene añadiendo un término al nombre del compuesto anhidro (que significa "no hidratado") que indica el número de moléculas de agua asociadas a cada unidad de fórmula del compuesto. La palabra añadida comienza con un prefijo griego que denota el número de moléculas de agua (vea la [link]) y termina con "hidrato”. Por ejemplo, el compuesto anhidro de sulfato de cobre(II) también existe como un hidrato que contiene cinco moléculas de agua y se denomina sulfato de cobre(II) pentahidratado. La sosa es el nombre común de un hidrato de carbonato de sodio que contiene 10 moléculas de agua; el nombre sistemático es carbonato de sodio decahidratado.

Compuestos moleculares (covalentes)

Las características de enlace de los compuestos moleculares inorgánicos son diferentes a las de los compuestos iónicos, y también se nombran utilizando un sistema diferente. Las cargas de los cationes y aniones dictan sus proporciones en los compuestos iónicos, por lo que especificar los nombres de los iones proporciona información suficiente para determinar las fórmulas químicas. Sin embargo, como el enlace covalente permite una variación significativa en las relaciones de combinación de los átomos de una molécula, los nombres de los compuestos moleculares deben identificar explícitamente estas relaciones.

Compuestos formados por dos elementos

Cuando dos elementos no metálicos forman un compuesto molecular, suelen ser posibles varias relaciones de combinación. Por ejemplo, el carbono y el oxígeno pueden formar los compuestos CO y CO2. Como se trata de sustancias diferentes con propiedades distintas, no pueden tener ambas el mismo nombre (no pueden llamarse ambas óxido de carbono). Para hacer frente a esta situación, utilizamos un método de nomenclatura algo similar al utilizado para los compuestos iónicos, pero con prefijos añadidos para especificar el número de átomos de cada elemento. El nombre del elemento más metálico (el que está más a la izquierda o abajo de la tabla periódica) va primero, seguido del nombre del elemento que sea más no metálico (el que está más a la derecha o arriba) con su terminación cambiada por el sufijo *-uro*. Los números de átomos de cada elemento se designan con los prefijos griegos que aparecen en la [link].

Ácidos binarios

Algunos compuestos que contienen hidrógeno son miembros de una importante clase de sustancias conocidas como ácidos. La química de estos compuestos se explora con más detalle en capítulos posteriores de este texto, pero por ahora bastará con señalar que muchos ácidos liberan iones de hidrógeno, H+, cuando se disuelven en agua. Para denotar esta propiedad química distintiva, una mezcla de agua con un ácido recibe un nombre derivado del nombre del compuesto. Si el compuesto es un ácido binario (formado por hidrógeno y otro elemento no metálico):

Oxiácidos

Muchos compuestos que contienen tres o más elementos (como los compuestos orgánicos o de coordinación) están sujetos a reglas de nomenclatura especializadas que aprenderá más adelante. Sin embargo, hablaremos brevemente de los importantes compuestos conocidos como oxiácidos, compuestos que contienen hidrógeno, oxígeno y al menos otro elemento, y que se enlazan de tal manera que imparten propiedades ácidas al compuesto (aprenderá los detalles de esto en un capítulo posterior). Los oxiácidos típicos están formados por hidrógeno combinado con un ion poliatómico que contiene oxígeno. Para nombrar a los oxiácidos:

Composición de sustancias y soluciones

Introducción

La fórmula de masa y el concepto de mol

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Calcular las fórmulas de masa de los compuestos covalentes e iónicos.
* Definir la unidad de cantidad molar y la cantidad relacionada número de Avogadro. Explicar la relación entre la masa, los moles y el número de átomos o moléculas, y realizar cálculos que relacionen estas cantidades entre sí.

Fórmula de masa

En un capítulo anterior de este texto se describía el desarrollo de la unidad de masa atómica, el concepto de masas atómicas promedio y el uso de fórmulas químicas para representar la composición elemental de las sustancias. Estas ideas pueden ampliarse para calcular la fórmula de masa de una sustancia sumando las masas atómicas promedio de todos los átomos representados en la fórmula de la sustancia.

El mol

La identidad de una sustancia se define no solo por los tipos de átomos o iones que contiene, sino por la cantidad de cada tipo de átomo o ion. Por ejemplo, el agua, H2O, y el peróxido de hidrógeno, H2O2, se parecen en que sus respectivas moléculas están compuestas por átomos de hidrógeno y oxígeno. Sin embargo, como una molécula de peróxido de hidrógeno contiene dos átomos de oxígeno, a diferencia de la molécula de agua, que solo tiene uno, ambas sustancias presentan propiedades muy diferentes. Hoy en día, instrumentos sofisticados permiten la medición directa de estos rasgos microscópicos definitorios; sin embargo, los mismos rasgos se derivaron originalmente de la medición de las propiedades macroscópicas (las masas y los volúmenes de las cantidades de materia a granel) utilizando herramientas relativamente simples (balanzas y cristalería volumétrica). Este enfoque experimental requirió la introducción de una nueva unidad para la cantidad de sustancias, el *mol*, que sigue siendo indispensable en la ciencia química moderna.

Determinación de fórmulas empíricas y moleculares

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Calcular la composición porcentual de un compuesto.
* Determinar la fórmula empírica de un compuesto.
* Determinar la fórmula molecular de un compuesto.

Composición porcentual

La composición elemental de un compuesto define su identidad química y las fórmulas químicas son la forma más sucinta de representar esta composición elemental. Cuando se desconoce la fórmula de un compuesto, la medición de la masa de cada uno de sus elementos constitutivos suele ser el primer paso en el proceso de determinación experimental de la fórmula. Los resultados de estas mediciones permiten calcular la composición porcentual del compuesto, definida como el porcentaje en masa de cada elemento en el compuesto. Por ejemplo, consideremos un compuesto gaseoso formado únicamente por carbono e hidrógeno. La composición porcentual de este compuesto podría representarse como sigue:

Determinación de fórmulas empíricas

Como se ha mencionado anteriormente, el enfoque más común para determinar la fórmula química de un compuesto es medir primero las masas de sus elementos constitutivos. Sin embargo, hay que tener en cuenta que las fórmulas químicas representan los *números* relativos, no las masas, de los átomos de la sustancia. Por lo tanto, cualquier dato derivado experimentalmente que involucre la masa debe ser utilizado para derivar los números correspondientes de átomos en el compuesto. Esto se consigue utilizando las masas molares para convertir la masa de cada elemento en un número de moles. Estas cantidades molares se utilizan para calcular las relaciones de números enteros que pueden utilizarse para obtener la fórmula empírica de la sustancia. Considere una muestra de compuesto que contiene 1,71 g de C y 0,287 g de H. Los números correspondientes de átomos (en moles) son:

Calcular fórmulas moleculares

Recordemos que las fórmulas empíricas son símbolos que representan los números *relativos* de los elementos de un compuesto. Para determinar el número *absoluto* de átomos que componen una única molécula de un compuesto covalente es necesario conocer tanto su fórmula empírica como su masa molecular o masa molar. Estas magnitudes pueden determinarse experimentalmente mediante diversas técnicas de medición. La masa molecular, por ejemplo, suele obtenerse a partir del espectro de masas del compuesto (vea el análisis de esta técnica en el capítulo anterior sobre átomos y moléculas). La masa molar puede medirse mediante una serie de métodos experimentales, muchos de los cuales se presentarán en capítulos posteriores de este texto.

Molaridad

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir las propiedades fundamentales de las soluciones.
* Calcular las concentraciones de las soluciones mediante la molaridad.
* Realizar los cálculos de dilución utilizando la ecuación de dilución.

Soluciones

Las soluciones se han definido previamente como mezclas homogéneas, lo que significa que la composición de la mezcla (y por tanto sus propiedades) es uniforme en todo su volumen. Las soluciones son frecuentes en la naturaleza y también se han utilizado en diversas formas de tecnología creada por el hombre. En el capítulo sobre soluciones y coloides se ofrece un tratamiento más exhaustivo de las propiedades de las soluciones, pero aquí se ofrece una introducción a algunas de las propiedades básicas de las soluciones.

Dilución de soluciones

La dilución es el proceso por el que se reduce la concentración de una solución mediante la adición de un solvente. Por ejemplo, un vaso de té helado se diluye cada vez más a medida que se derrite el hielo. El agua del hielo derretido aumenta el volumen del solvente (agua) y el volumen global de la solución (té helado), reduciendo así las concentraciones relativas de los solutos que dan sabor a la bebida ([link]).

Otras unidades para las concentraciones de las soluciones

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir las unidades de concentración de porcentaje de masa, porcentaje de volumen, porcentaje de masa volumen, partes por millón (ppm) y partes por mil millones (parts-per-billion, ppb).
* Realizar cálculos que relacionen la concentración de una solución y los volúmenes o masas de sus componentes utilizando estas unidades.

Porcentaje de masa

Anteriormente en este capítulo, se introdujo la composición porcentual como una medida de la cantidad relativa de un elemento determinado en un compuesto. Los porcentajes también se utilizan habitualmente para expresar la composición de las mezclas, incluidas las soluciones. El porcentaje de masa de un componente de la solución se define como la relación entre la masa del componente y la masa de la solución, expresada en porcentaje:

Porcentaje de volumen

Los volúmenes de líquidos en una amplia gama de magnitudes se miden de forma conveniente utilizando equipos de laboratorio comunes y relativamente baratos. Por lo tanto, la concentración de una solución formada por la disolución de un soluto líquido en un disolvente líquido suele expresarse como un porcentaje de volumen, %vol o (v/v)%:

Porcentaje de masa volumen

Las unidades porcentuales "mixtas", derivadas de la masa del soluto y el volumen de la solución, son populares para ciertas aplicaciones bioquímicas y médicas. Un porcentaje de masa volumen es una relación entre la masa de un soluto y el volumen de la solución, expresada en forma de porcentaje. Las unidades específicas utilizadas para la masa del soluto y el volumen de la solución pueden variar, dependiendo de la solución. Por ejemplo, la solución salina fisiológica, utilizada para preparar fluidos intravenosos, tiene una concentración de 0,9 % masa/volumen (m/v), lo que indica que la composición es de 0,9 g de soluto por 100 mL de solución. La concentración de glucosa en la sangre (comúnmente denominada "azúcar en la sangre") también suele expresarse en términos de una relación masa volumen. Aunque no se exprese explícitamente en porcentaje, su concentración suele darse en miligramos de glucosa por decilitro (100 mL) de sangre ([link]).

Partes por millón y partes por mil millones

Las concentraciones de solutos muy bajas se expresan a menudo utilizando unidades adecuadamente pequeñas, como partes por millón (ppm) o partes por mil millones (ppb). Al igual que las unidades de porcentaje ("parte por cien"), las ppm y las ppb pueden definirse en términos de masas, volúmenes o unidades mixtas de masa y volumen. También hay unidades de ppm y ppb definidas con respecto al número de átomos y moléculas.

Estequiometría de las reacciones químicas

Introducción

Abstract:
* Escritura y balance de ecuaciones químicas
* Clasificación de las reacciones químicas
* Estequiometría de la reacción
* Rendimiento de la reacción
* Análisis químico cuantitativo

Escritura y balance de ecuaciones químicas

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Derivar ecuaciones químicas a partir de descripciones narrativas de reacciones químicas.
* Escribir y balancear ecuaciones químicas en formato molecular, iónico total e iónico neto.

Balance de ecuaciones

La ecuación química descrita en el apartado 4.1 está balanceada, lo que significa que en los lados del reactivo y del producto se representan números iguales de átomos de cada elemento que interviene en la reacción. Este es un requisito que la ecuación debe satisfacer para ser consistente con la ley de conservación de la materia. Se puede confirmar simplemente sumando los números de átomos a cada lado de la flecha y comparando estas sumas para asegurarse de que son iguales. Tenga en cuenta que el número de átomos de un elemento determinado se calcula multiplicando el coeficiente de cualquier fórmula que contenga ese elemento por el subíndice del elemento en la fórmula. Si un elemento aparece en más de una fórmula en un lado determinado de la ecuación, hay que calcular el número de átomos representados en cada una y luego sumarlos. Por ejemplo, ambas especies de productos en la reacción de ejemplo, CO2 y H2O, contienen el elemento oxígeno, por lo que el número de átomos de oxígeno en el lado del producto de la ecuación es

Información adicional en las ecuaciones químicas

Los estados físicos de los reactivos y productos en las ecuaciones químicas se indican muy a menudo con una abreviatura entre paréntesis a continuación de las fórmulas. Las abreviaturas más comunes son *s* para los sólidos, *l* para los líquidos, *g* para los gases y *aq* para las sustancias disueltas en agua (*soluciones acuosas*, como se presentó en el capítulo anterior). Estas anotaciones se ilustran en la ecuación de ejemplo:

Ecuaciones de las reacciones iónicas

Dada la abundancia de agua en la Tierra, es lógico que un gran número de reacciones químicas tengan lugar en medios acuosos. Cuando los iones intervienen en estas reacciones, las ecuaciones químicas pueden escribirse con varios niveles de detalle adecuados a su uso previsto. Para ilustrar esto, consideremos una reacción entre compuestos iónicos que tiene lugar en una solución acuosa. Cuando se mezclan soluciones acuosas de CaCl2 y AgNO3, se produce una reacción que produce Ca(NO3)2 acuoso y AgCl sólido:

Clasificación de las reacciones químicas

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir tres tipos comunes de reacciones químicas (precipitación, ácido-base y oxidación-reducción)
* Clasificar las reacciones químicas como uno de estos tres tipos dadas las descripciones o ecuaciones químicas apropiadas
* Identificar ácidos y bases comunes
* Predecir la solubilidad de compuestos inorgánicos comunes utilizando las reglas de solubilidad
* Calcular los estados de oxidación de los elementos en los compuestos

Reacciones de precipitación y reglas de solubilidad

Una reacción de precipitación es aquella en la que las sustancias disueltas reaccionan para formar uno (o varios) productos sólidos. Muchas reacciones de este tipo implican el intercambio de iones entre compuestos iónicos en solución acuosa y a veces se denominan reacciones de *doble desplazamiento*, *doble sustitución* o *metátesis*. Estas reacciones son comunes en la naturaleza y son responsables de la formación de arrecifes de coral en las aguas oceánicas y de los cálculos renales en los animales. Se utilizan ampliamente en la industria para la producción número de productos químicos básicos y especiales. Las reacciones de precipitación también desempeñan un papel fundamental en muchas técnicas de análisis químico, como las pruebas puntuales utilizadas para identificar los iones metálicos y los *métodos gravimétricos* para determinar la composición de la materia (vea el último módulo de este capítulo).

Reacciones ácido-base

Una reacción ácido-base es aquella en la que un ion hidrógeno, H+, se transfiere de una especie química a otra. Estas reacciones tienen una importancia fundamental en numerosos procesos naturales y tecnológicos, desde las transformaciones químicas que tienen lugar en el interior de las células y los lagos y océanos, hasta la producción a escala industrial de fertilizantes, productos farmacéuticos y otras sustancias esenciales para la sociedad. El tema de la química ácido-base, por lo tanto, merece una discusión profunda, y se dedica un capítulo completo a este tema más adelante en el texto.

Reacciones de oxidación-reducción

La atmósfera de la Tierra contiene aproximadamente un 20 % de oxígeno molecular, O2, un gas químicamente reactivo que desempeña un papel esencial en el metabolismo de los organismos aeróbicos y en muchos procesos medioambientales que dan forma al mundo. El término oxidación se utilizaba originalmente para describir las reacciones químicas en las que intervenía el O2, pero su significado ha evolucionado para referirse a una amplia e importante clase de reacción conocida como *reacciones de oxidación-reducción (redox)*. Se utilizarán algunos ejemplos de estas reacciones para desarrollar una imagen clara de esta clasificación.

Estequiometría de la reacción

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar el concepto de estequiometría en relación con las reacciones químicas
* Utilizar ecuaciones químicas balanceadas para obtener factores estequiométricos que relacionen las cantidades de reactivos y productos
* Realizar cálculos estequiométricos con masa, moles y molaridad de la solución

Rendimiento de la reacción

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar los conceptos de rendimiento teórico y catalizadores/reactivos limitantes.
* Deducir el rendimiento teórico de una reacción en condiciones específicas.
* Calcular el porcentaje de rendimiento de una reacción.

Reactivo limitante

Consideremos otra analogía alimenticia, la preparación de sándwiches de queso a la parrilla ([link]):

Porcentaje de rendimiento

La cantidad de producto que *puede* producir una reacción en condiciones específicas, calculada según la estequiometría de una ecuación química balanceada adecuada, se denomina rendimiento teórico de la reacción. En la práctica, la cantidad de producto obtenida se denomina rendimiento real y suele ser inferior al rendimiento teórico por varias razones. Algunas reacciones son intrínsecamente ineficaces, ya que van acompañadas de *reacciones secundarias* que generan otros productos. Otras son, por naturaleza, incompletas (considere las reacciones parciales de las bases y ácidos débiles que se discutieron anteriormente en este capítulo). Algunos productos son difíciles de recoger sin que se produzcan algunas pérdidas, por lo que una recuperación no perfecta reducirá el rendimiento real. El grado en que se alcanza el rendimiento teórico de una reacción se suele expresar como su porcentaje de rendimiento:

Análisis químico cuantitativo

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir los aspectos fundamentales de las titulaciones y del análisis gravimétrico.
* Realizar cálculos estequiométricos utilizando datos típicos de titulación y gravimetría.

Titulación

El método descrito para medir la fuerza del vinagre era una versión temprana de la técnica analítica conocida como análisis de titulación. Un análisis de titulación típico implica el uso de una bureta ([link]) para realizar adiciones incrementales de una solución que contiene una concentración conocida de alguna sustancia (el titulante) a una solución de muestra que contiene la sustancia cuya concentración se va a medir (el analito). El titulante y el analito experimentan una reacción química de estequiometría conocida, por lo que la medición del volumen de solución titulante necesario para la reacción completa con el analito (el punto de equivalencia de la titulación) permite calcular la concentración del analito. El punto de equivalencia de una titulación puede detectarse visualmente si un cambio claro en el aspecto de la solución de la muestra acompaña la finalización de la reacción. La detención de la formación de burbujas en el análisis clásico del vinagre es un ejemplo de ello, aunque, más comúnmente, se añaden tintes especiales llamados indicadores a las soluciones de la muestra para impartir un cambio de color en el punto de equivalencia de la titulación o muy cerca de él. Los puntos de equivalencia también pueden detectarse midiendo alguna propiedad de la solución que cambie de forma predecible durante el curso de la titulación. Independientemente del enfoque adoptado para detectar el punto de equivalencia de una titulación, el volumen de titulante realmente medido se denomina punto final. Los métodos de titulación correctamente diseñados suelen garantizar que la diferencia entre los puntos de equivalencia y final sea insignificante. Aunque cualquier tipo de reacción química puede servir de base para un análisis de titulación, las tres descritas en este capítulo (precipitación, ácido-base y redox) son las más comunes. En el capítulo sobre el equilibrio ácido-base se ofrecen más detalles sobre el análisis de titulación.

Análisis gravimétrico

Un análisis gravimétrico es aquel en el que una muestra se somete a algún tratamiento que provoca un cambio en el estado físico del analito que permite su separación de los demás componentes de la muestra. Las mediciones de masa de la muestra, del analito aislado o de algún otro componente del sistema de análisis, utilizadas junto con la estequiometría conocida de los compuestos implicados, permiten calcular la concentración del analito. Los métodos gravimétricos fueron las primeras técnicas utilizadas para el análisis químico cuantitativo, y siguen siendo herramientas importantes en el laboratorio de química moderno.

Termoquímica

Introducción

Abstract:
* Conceptos básicos de energía
* Calorimetría
* Entalpía

Conceptos básicos de energía

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir la energía, distinguir los tipos de energía y describir la naturaleza de los cambios energéticos que acompañan a los cambios químicos y físicos
* Distinguir las propiedades relacionadas con el calor, la energía térmica y la temperatura
* Definir y distinguir el calor específico y la capacidad calorífica y describir las implicaciones físicas de ambos
* Realizar cálculos relacionados con el calor, el calor específico y el cambio de temperatura

Energía

La energía puede definirse como la capacidad de suministrar calor o realizar un trabajo. Un tipo de trabajo (*w*) es el proceso de hacer que la materia se mueva contra una fuerza opuesta. Por ejemplo, cuando inflamos un neumático de bicicleta realizamos un trabajo: movemos la materia (el aire de la bomba) contra la fuerza opuesta del aire que ya está en el neumático.

Energía térmica, temperatura y calor

La energía térmica es la energía cinética asociada al movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas. La temperatura es una medida cuantitativa de "calor" o "frío". Cuando los átomos y las moléculas de un objeto se mueven o vibran rápidamente, tienen una energía cinética (Kinetic Energy, KE) media más alta y decimos que el objeto está "caliente". Cuando los átomos y las moléculas se mueven lentamente, tienen una KE media más bajo y decimos que el objeto está "frío" ([link]). Suponiendo que no se produzca ninguna reacción química o cambio de fase (como la fusión o la vaporización), el aumento de la cantidad de energía térmica en una muestra de materia hará que su temperatura aumente. Y, suponiendo que no se produzca ninguna reacción química o cambio de fase (como la condensación o la congelación), la disminución de la cantidad de energía térmica en una muestra de materia hará que su temperatura disminuya.

Calorimetría

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar la técnica de la calorimetría
* Calcular e interpretar el calor y las propiedades relacionadas utilizando los datos típicos de la calorimetría

Entalpía

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Enunciar la primera ley de termodinámica
* Definir la entalpía y explicar su clasificación como función de estado
* Escribir y balancear ecuaciones termoquímicas
* Calcular los cambios de entalpía de varias reacciones químicas
* Explicar la ley de Hess y utilizarla para calcular las entalpías de reacción

Entalpía estándar de combustión

Entalpía estándar de combustión $\left(\text{Δ}{H}_{C}^{\text{°}}\right)$ es el cambio de entalpía cuando 1 mol de una sustancia arde (se combina vigorosamente con el oxígeno) en condiciones de estado estándar; a veces se denomina "calor de combustión". Por ejemplo, la entalpía de combustión del etanol, −1366,8 kJ/mol, es la cantidad de calor que se produce cuando un mol de etanol se somete a una combustión completa a 25 °C y una presión de 1 atmósfera, dando lugar a productos también a 25 °C y 1 atm.

Entalpía estándar de formación

Una entalpía estándar de formación $\text{Δ}{H}_{\text{f}}^{°}$ es un cambio de entalpía para una reacción en la que se forma exactamente 1 mol de una sustancia pura a partir de elementos libres en sus estados más estables en condiciones de estado estándar. Estos valores son especialmente útiles para calcular o predecir los cambios de entalpía de las reacciones químicas que son poco prácticas o peligrosas de llevar a cabo, o para los procesos para los que es difícil hacer mediciones. Si tenemos los valores de las entalpías de formación estándar adecuadas, podemos determinar el cambio de entalpía para cualquier reacción, lo que practicaremos en la siguiente sección sobre la ley de Hess.

Ley de Hess

Hay dos maneras de determinar la cantidad de calor implicada en un cambio químico: medirla experimentalmente o calcularla a partir de otros cambios de entalpía determinados experimentalmente. Algunas reacciones son difíciles, si no imposibles, de investigar y realizar mediciones precisas de forma experimental. E incluso cuando una reacción no es difícil de realizar o medir, es conveniente poder determinar el calor implicado en una reacción sin tener que realizar un experimento.

Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos

Introducción

Abstract:
* Energía electromagnética
* El modelo de Bohr
* Desarrollo de la teoría cuántica
* Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
* Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos

Energía electromagnética

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar el comportamiento básico de las ondas, incluyendo las ondas viajeras y las ondas estacionarias.
* Describir la naturaleza ondulatoria de la luz.
* Utilizar las ecuaciones adecuadas para calcular las propiedades de las ondas luminosas relacionadas, como la frecuencia, la longitud de onda y la energía.
* Distinguir entre los espectros de línea y de emisión continua.
* Describir la naturaleza de las partículas de la luz.

Ondas

Una onda es una oscilación o movimiento periódico que puede transportar energía de un punto a otro del espacio. Hay ejemplos comunes de ondas a nuestro alrededor. Agitar el extremo de una cuerda transfiere energía de la mano al otro extremo de la cuerda, dejar caer un guijarro en un estanque hace que las olas ondulen hacia afuera a lo largo de la superficie del agua, y la expansión del aire que acompaña a un rayo genera ondas sonoras (truenos) que pueden viajar hacia afuera durante varias millas. En cada uno de estos casos, la energía cinética se transfiere a través de la materia (la cuerda, el agua o el aire) mientras la materia permanece esencialmente en su lugar. Un ejemplo claro de onda se produce en los estadios deportivos cuando los aficionados de una zona estrecha de asientos se levantan simultáneamente y permanecen con los brazos en alto durante unos segundos antes de volver a sentarse, mientras que los aficionados de las secciones vecinas se levantan y se sientan igualmente en secuencia. Aunque esta ola puede rodear rápidamente un gran estadio en pocos segundos, ninguno de los aficionados se desplaza realmente con la ola: todos permanecen en sus asientos o por encima de ellos.

La radiación de cuerpo negro y la catástrofe ultravioleta

Las últimas décadas del siglo XIX fueron testigo de una intensa actividad de investigación para comercializar la recién descubierta iluminación eléctrica. Para ello era necesario conocer mejor las distribuciones de la luz emitida por las distintas fuentes consideradas. La iluminación artificial suele estar diseñada para imitar la luz solar natural dentro de las limitaciones de la tecnología existente. Esta iluminación consiste en un rango de frecuencias ampliamente distribuidas que forman un espectro continuo. La [link] muestra la distribución de la longitud de onda para la luz solar. La radiación más intensa se encuentra en la región visible, mientras que la intensidad disminuye rápidamente en el caso de la luz ultravioleta (UV) de menor longitud de onda, y más lentamente en el caso de la luz infrarroja (IR) de mayor longitud de onda.

El efecto fotoeléctrico

La siguiente paradoja de la teoría clásica que había que resolver se refería al efecto fotoeléctrico ([link]). Se había observado que los electrones podían ser expulsados de la superficie limpia de un metal cuando se proyectaba sobre ella una luz con una frecuencia superior a algún umbral. Sorprendentemente, la energía cinética de los electrones expulsados no dependía del brillo de la luz, sino que aumentaba con el incremento de la frecuencia de la luz. Dado que los electrones del metal tenían cierta energía de enlace que los mantenía allí, la luz incidente debía tener más energía para liberar los electrones. Según la teoría clásica de las ondas, la energía de una onda depende de su intensidad (que depende de su amplitud), no de su frecuencia. Parte de estas observaciones fue que el número de electrones expulsados en un periodo de tiempo determinado aumentaba a medida que aumentaba la luminosidad. En 1905, Albert Einstein pudo resolver la paradoja incorporando los hallazgos de cuantización de Planck a la desacreditada visión de la luz como partícula (Einstein ganó realmente su premio Nobel por este trabajo y no por sus teorías de la relatividad por las que es más famoso).

Espectros de líneas

Otra paradoja dentro de la teoría electromagnética clásica con la que lucharon los científicos a finales del siglo XIX tenía que ver con la luz emitida por los átomos y las moléculas. Cuando los sólidos, líquidos o gases condensados se calientan lo suficiente, irradian parte del exceso de energía en forma de luz. Los fotones producidos de esta manera tienen un rango de energías y, por lo tanto, producen un espectro continuo en el que está presente una serie ininterrumpida de longitudes de onda. La mayor parte de la luz generada por las estrellas (entre ellas, nuestro Sol) se produce de esta manera. Se pueden ver todas las longitudes de onda visibles de la luz solar utilizando un prisma para separarlas. Como puede verse en la [link], la luz solar también contiene luz ultravioleta (longitudes de onda más cortas) y luz infrarroja (longitudes de onda más largas), que pueden detectarse con instrumentos, pero que son invisibles para el ojo humano. Los sólidos incandescentes (que brillan), como los filamentos de tungsteno de las luces incandescentes, también emiten luz que contiene todas las longitudes de onda de la luz visible. Estos espectros continuos pueden aproximarse a menudo mediante curvas de radiación de cuerpo negro a alguna temperatura adecuada, como las que se muestran en la [link].

El modelo de Bohr

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir el modelo de Bohr del átomo de hidrógeno
* Utilizar la ecuación de Rydberg para calcular las energías de la luz emitida o absorbida por los átomos de hidrógeno

Desarrollo de la teoría cuántica

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Extender a la materia el concepto de dualidad onda-partícula que se observó en la radiación electromagnética
* Comprender la idea general de la descripción mecánica cuántica de los electrones en un átomo, y que utiliza la noción de funciones de onda tridimensionales u orbitales que definen la distribución de probabilidad de encontrar un electrón en una parte concreta del espacio
* Enumerar y describir los rasgos de los cuatro números cuánticos que forman la base para especificar completamente el estado de un electrón en un átomo

Comportamiento en el mundo microscópico

Sabemos cómo se comporta la materia en el mundo macroscópico: los objetos lo suficientemente grandes como para ser vistos a simple vista siguen las reglas de la física clásica. Una bola de billar que se mueve en una mesa se comportará como una partícula: continuará en línea recta a menos que choque con otra bola o con el cojín de la mesa, o que actúe sobre ella alguna otra fuerza (como la fricción). La bola tiene una posición y una velocidad bien definidas (o un momento bien definido, *p* = *mv*, definido por la masa *m* y la velocidad *v*) en cualquier momento. En otras palabras, la bola se mueve en una trayectoria clásica. Este es el comportamiento típico de un objeto clásico.

El modelo mecánico-cuántico de un átomo

Poco después de que De Broglie publicara sus ideas de que el electrón de un átomo de hidrógeno podía considerarse mejor como una onda estacionaria circular en lugar de una partícula que se mueve en órbitas circulares cuantizadas, Erwin Schrödinger amplió el trabajo de De Broglie derivando lo que hoy se conoce como la ecuación de Schrödinger. Cuando Schrödinger aplicó su ecuación a los átomos hidrogenoides pudo reproducir la expresión de Bohr para la energía y, por tanto, la fórmula de Rydberg que rige los espectros del hidrógeno. Schrödinger describió los electrones como ondas estacionarias tridimensionales, o funciones de onda, representadas por la letra griega psi, *ψ*. Unos años más tarde, Max Born propuso una interpretación de la función de onda *ψ* que sigue siendo aceptada en la actualidad: Los electrones siguen siendo partículas, por lo que las ondas representadas por *ψ* no son ondas físicas, sino amplitudes de probabilidad complejas. El cuadrado de la magnitud de una función de onda ${\text{∣}\psi \text{∣}}^{2}$ describe la probabilidad de que la partícula cuántica esté presente cerca de un lugar determinado del espacio. Esto significa que las funciones de onda pueden utilizarse para determinar la distribución de la densidad del electrón con respecto al núcleo en un átomo. En la forma más general, la ecuación de Schrödinger puede escribirse como:

Comprensión de la teoría cuántica de los electrones en los átomos

El objetivo de esta sección es comprender los electrones orbitales (ubicación de los electrones en los átomos), sus diferentes energías y otras propiedades. El uso de la teoría cuántica proporciona la mejor comprensión de estos temas. Este conocimiento es un precursor del enlace químico.

El principio de exclusión de Pauli

Un electrón en un átomo se describe completamente mediante cuatro números cuánticos: *n*, *l*, *ml* y *ms*. Los tres primeros números cuánticos definen el orbital y el cuarto número cuántico describe la propiedad intrínseca del electrón llamada espín. El físico austriaco Wolfgang Pauli formuló un principio general que proporciona la última información que necesitamos para comprender el comportamiento general de los electrones en los átomos. El principio de exclusión de Pauli puede formularse como sigue: no hay dos electrones en el mismo átomo que puedan tener exactamente el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos. Esto significa que dos electrones pueden compartir el mismo orbital (el mismo conjunto de números cuánticos *n*, *l* y *ml*) solo si sus números cuánticos de espín *ms* tienen valores diferentes. Como el número cuántico de espín solo puede tener dos valores $\left(±{\rule{0.2em}{0ex}}\frac{1}{2}{\rule{0.2em}{0ex}}\right),$ no más de dos electrones pueden ocupar el mismo orbital (y si dos electrones se encuentran en el mismo orbital, deben tener espines opuestos). Por lo tanto, cualquier orbital atómico puede estar poblado solo por cero, uno o dos electrones.

Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Deducir las configuraciones de electrones en estado fundamental predichas de los átomos
* Identificar y explicar las excepciones a las configuraciones de electrones predichas para los átomos e iones
* Relacionar las configuraciones de electrones con las clasificaciones de los elementos en la tabla periódica

Energías orbitales y estructura atómica

La energía de los orbitales atómicos aumenta a medida que aumenta el número cuántico principal, *n*. En cualquier átomo con dos o más electrones, la repulsión entre los electrones hace que las energías de las subcapas con diferentes valores de *l* difieran, de modo que la energía de los orbitales aumenta dentro de una capa en el orden *s* < *p* < *d* < *f*. La [link] representa cómo se relacionan estas dos tendencias de aumento de energía. El orbital 1*s* en la parte inferior del diagrama es el orbital con electrones de menor energía. La energía aumenta a medida que subimos a los orbitales 2*s* y luego 2*p*, 3*s* y 3*p*, lo que demuestra que el valor creciente de *n* tiene más influencia en la energía que el valor creciente de *l* para los átomos pequeños. Sin embargo, este patrón no se mantiene para los átomos más grandes. El orbital 3*d* tiene mayor energía que el orbital 4*s*. Este tipo de superposición se siguen produciendo con frecuencia a medida que ascendemos en el gráfico.

El principio de Aufbau

Para determinar la configuración de electrones de un átomo en particular, podemos "construir" las estructuras en el orden de los números atómicos. Empezando por el hidrógeno, y continuando a través de los periodos de la tabla periódica, añadimos un protón cada vez al núcleo y un electrón a la subcapa correspondiente hasta que hayamos descrito la configuración de electrones de todos los elementos. Este procedimiento se denomina principio Aufbau, de la palabra alemana *Aufbau* ("construir"). Cada electrón añadido ocupa la subcapa de menor energía disponible (en el orden indicado en la [link]), con las limitaciones impuestas por los números cuánticos permitidos según el principio de exclusión de Pauli. Los electrones entran en las subcapas de mayor energía solo después de que las subcapas de menor energía se hayan llenado hasta su capacidad. La [link] ilustra la forma tradicional de recordar el orden de llenado de los orbitales atómicos. Dado que la ordenación de la tabla periódica se basa en la configuración de electrones, la [link] proporciona un método alternativo para determinar la configuración de electrones. El orden de llenado simplemente comienza en el hidrógeno e incluye cada subcapa a medida que se avanza en el orden *Z* creciente. Por ejemplo, después de llenar el bloque 3*p* hasta Ar, vemos que el orbital será 4s (K, Ca), seguido por los orbitales 3*d*.

Configuración de electrones y la tabla periódica

Como se ha descrito anteriormente, la tabla periódica ordena los átomos en función de su número atómico creciente, de modo que los elementos con las mismas propiedades químicas se repiten periódicamente. Cuando se añaden sus configuraciones de electrones a la tabla ([link]), también vemos una recurrencia periódica de configuraciones de electrones similares en las capas exteriores de estos elementos. Como se encuentran en las capas exteriores de un átomo, los electrones de valencia desempeñan el papel más importante en las reacciones químicas. Los electrones exteriores tienen la mayor energía de los electrones de un átomo y se pierden o comparten más fácilmente que los electrones centrales. Los electrones de valencia son también el factor determinante de algunas propiedades físicas de los elementos.

Configuración de electrones de los iones

Los iones se forman cuando los átomos ganan o pierden electrones. Un catión (ion con carga positiva) se forma cuando se eliminan uno o más electrones de un átomo padre. En el caso de los elementos del grupo principal, los electrones que se añadieron en último lugar son los primeros electrones eliminados. Sin embargo, para los metales de transición y los metales de transición interna, los electrones del orbital *s* son más fáciles de eliminar que los electrones *d* o *f*, por lo que se pierden los electrones *ns* más altos y luego se eliminan los electrones (*n* - 1)*d* o (*n* - 2)*f*. Un anión (ion con carga negativa) se forma cuando se añaden uno o más electrones a un átomo padre. Los electrones añadidos completan el orden previsto por el principio de Aufbau.

Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir y explicar las tendencias observadas en el tamaño atómico, la energía de ionización y la afinidad electrónica de los elementos

Variación del radio covalente

La imagen mecánica cuántica hace difícil establecer un tamaño definitivo de un átomo. Sin embargo, hay varias formas prácticas de definir el radio de los átomos y, por tanto, de determinar sus tamaños relativos que dan valores aproximadamente similares. Utilizaremos el radio covalente ([link]), que se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos cuando están unidos por un enlace covalente (esta medida es posible porque los átomos dentro de las moléculas siguen conservando gran parte de su identidad atómica). Sabemos que a medida que recorremos un grupo, el número cuántico principal, *n*, aumenta en uno para cada elemento. Así, los electrones se van añadiendo a una región del espacio cada vez más alejada del núcleo. En consecuencia, el tamaño del átomo (y su radio covalente) debe aumentar a medida que aumentamos la distancia de los electrones más externos al núcleo. Esta tendencia se ilustra para los radios covalentes de los halógenos en la [link] y la [link]. Las tendencias de toda la tabla periódica pueden verse en la [link].

Variación de los radios iónicos

El radio iónico es la medida utilizada para describir el tamaño de un ion. Un catión siempre tiene menos electrones y el mismo número de protones que el átomo padre; es más pequeño que el átomo del que deriva ([link]). Por ejemplo, el radio covalente de un átomo de aluminio (1*s*22*s*22*p*63*s*23*p*1) es de 118 pm, mientras que el radio iónico de un Al3+ (1*s*22*s*22*p*6) es de 68 pm. A medida que se eliminan los electrones de la capa de valencia exterior, los electrones centrales restantes que ocupan las capas más pequeñas experimentan una mayor carga nuclear efectiva *Z*eff (como se ha comentado) y se acercan aún más al núcleo.

Variación de las energías de ionización

La cantidad de energía necesaria para eliminar el electrón más suelto de un átomo gaseoso en su estado fundamental se llama su primera energía de ionización (IE1). La primera energía de ionización de un elemento, X es la energía necesaria para formar un catión con carga +1:

Variación de las afinidades de los electrones

La afinidad electrónica (Electron Affinity, EA) es el cambio de energía para el proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un anión (ion negativo).

Enlace químico y geometría molecular

Introducción

Abstract:
* Enlace iónico
* Enlace covalente
* Símbolos y estructuras de Lewis
* Cargas formales y resonancia
* Fuerza de los enlaces covalentes e iónicos
* Estructura molecular y polaridad

Enlace iónico

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar la formación de cationes, aniones y compuestos iónicos
* Predecir la carga de los elementos comunes metálicos y no metálicos, y escribir su configuración de electrones

Formación de compuestos iónicos

Los compuestos iónicos binarios están compuestos por solo dos elementos: un metal (que forma los cationes) y un no metal (que forma los aniones). Por ejemplo, el NaCl es un compuesto iónico binario. Podemos pensar en la formación de tales compuestos en términos de las propiedades periódicas de los elementos. Muchos elementos metálicos tienen potenciales de ionización relativamente bajos y pierden electrones con facilidad. Estos elementos se sitúan a la izquierda en un periodo o cerca de la parte inferior de un grupo en la tabla periódica. Los átomos no metálicos tienen afinidades electrónicas relativamente altas y, por lo tanto, ganan fácilmente los electrones perdidos por los átomos metálicos, llenando así sus capas de valencia. Los elementos no metálicos se encuentran en la esquina superior derecha de la tabla periódica.

Estructuras electrónicas de los cationes

Al formar un catión, un átomo de un elemento del grupo principal tiende a perder todos sus electrones de valencia, asumiendo así la estructura electrónica del gas noble que le precede en la tabla periódica. En los grupos 1 (los metales alcalinos) y 2 (los metales alcalinotérreos), los números de grupo son iguales a los números de electrones de la capa de valencia y, en consecuencia, a las cargas de los cationes formados a partir de átomos de estos elementos cuando se eliminan todos los electrones de la capa de valencia. Por ejemplo, el calcio es un elemento del grupo 2 cuyos átomos neutros tienen 20 electrones y una configuración de electrones en estado fundamental de 1*s*22*s*22*p*63*s*23*p*64*s*2. Cuando un átomo de Ca pierde sus dos electrones de valencia, el resultado es un catión con 18 electrones, una carga 2+ y una configuración electrónica de 1*s*22*s*22*p*63*s*23*p*6. Por lo tanto, el ion Ca2+ es isoelectrónico con el gas noble Ar.

Estructuras de electrones de los aniones

La mayoría de los aniones monatómicos se forman cuando un átomo neutro no metálico gana suficientes electrones para llenar completamente sus orbitales exteriores *s* y *p*, alcanzando así la configuración de electrones del siguiente gas noble. Por lo tanto, es sencillo determinar la carga de dicho ion negativo: La carga es igual al número de electrones que hay que ganar para llenar los orbitales *s* y *p* del átomo padre. El oxígeno, por ejemplo, tiene la configuración electrónica 1*s*22*s*22*p*4, mientras que el anión oxígeno tiene la configuración electrónica del gas noble neón (Ne), 1*s*22*s*22*p*6. Los dos electrones adicionales necesarios para llenar los orbitales de valencia dan al ion óxido la carga de 2– (O2–).

Enlace covalente

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la formación de enlaces covalentes
* Definir la electronegatividad y evaluar la polaridad de los enlaces covalentes

Formación de enlaces covalentes

Los átomos no metálicos suelen formar enlaces covalentes con otros átomos no metálicos. Por ejemplo, la molécula de hidrógeno, H2, contiene un enlace covalente entre sus dos átomos de hidrógeno. La [link] ilustra por qué se forma este enlace. Empezando por el extremo derecho, tenemos dos átomos de hidrógeno separados con una energía potencial particular, indicada por la línea roja. A lo largo del eje *x* está la distancia entre los dos átomos. A medida que los dos átomos se acercan (moviéndose hacia la izquierda a lo largo del eje *x*), sus orbitales de valencia (1*s*) comienzan a superponerse. Los electrones individuales de cada átomo de hidrógeno interactúan entonces con ambos núcleos atómicos, ocupando el espacio que rodea a ambos átomos. La fuerte atracción de cada electrón compartido a ambos núcleos estabiliza el sistema, y la energía potencial disminuye a medida que la longitud de enlace disminuye. Si los átomos siguen acercándose, las cargas positivas de los dos núcleos comienzan a repelerse y la energía potencial aumenta. La longitud de enlace se determina por la distancia a la que se alcanza la menor energía potencial.

Enlaces covalentes puros y polares

Si los átomos que forman un enlace covalente son idénticos, como en el H2, el Cl2 y otras moléculas diatómicas, entonces los electrones del enlace deben compartirse por igual. Lo denominamos enlace covalente puro. Los electrones compartidos en los enlaces covalentes puros tienen la misma probabilidad de estar cerca de cada núcleo.

Electronegatividad

El hecho de que un enlace sea covalente no polar o polar viene determinado por una propiedad de los átomos enlazados llamada electronegatividad. La electronegatividad es una medida de la tendencia de un átomo a atraer electrones (o configuración electrónica) hacia sí mismo. Determina cómo se distribuyen los electrones compartidos entre los dos átomos de un enlace. Cuanto más fuertemente atraiga un átomo los electrones de sus enlaces, mayor será su electronegatividad. Los electrones de un enlace covalente polar se desplazan hacia el átomo más electronegativo; así, el átomo más electronegativo es el que tiene la carga negativa parcial. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad, más polarizada estará la distribución de electrones y mayores serán las cargas parciales de los átomos.

Símbolos y estructuras de Lewis

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Escribir los símbolos de Lewis para los átomos e iones neutros.
* Dibujar estructuras de Lewis que representen el enlace en moléculas sencillas.

Símbolos de Lewis

Utilizamos los símbolos de Lewis para describir las configuraciones de los electrones de valencia de los átomos e iones monoatómicos. Un símbolo de Lewis consiste en un símbolo elemental rodeado de un punto por cada uno de sus electrones de valencia:

Estructuras de Lewis

También utilizamos los símbolos de Lewis para indicar la formación de enlaces covalentes, que se muestran en las estructuras de Lewis, dibujos que describen el enlace en moléculas e iones poliatómicos. Por ejemplo, cuando dos átomos de cloro forman una molécula de cloro, comparten un par de electrones:

Escribir estructuras de Lewis con la regla del octeto

En moléculas e iones moleculares muy simples, podemos escribir las estructuras de Lewis simplemente emparejando los electrones no pareados de los átomos que las componen. Vea estos ejemplos:

Excepciones a la regla del octeto

Muchas moléculas covalentes tienen átomos centrales que no tienen ocho electrones en sus estructuras de Lewis. Estas moléculas se dividen en tres categorías:

Cargas formales y resonancia

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Calcular las cargas formales de los átomos en cualquier estructura de Lewis.
* Utilizar las cargas formales para identificar la estructura de Lewis más razonable para una molécula dada.
* Explicar el concepto de resonancia y dibujar estructuras de Lewis que representen las formas de resonancia de una molécula determinada.

Cálculo de la carga formal

La carga formal de un átomo en una molécula es la carga *hipotética* que tendría el átomo si pudiéramos redistribuir los electrones de los enlaces de manera uniforme entre los átomos. Otra forma de decir esto es que la carga formal es el resultado de tomar el número de electrones de valencia de un átomo neutro, restar los electrones no enlazantes y luego restar el número de enlaces conectados a ese átomo en la estructura de Lewis.

Uso de la carga formal para predecir la estructura molecular

La disposición de los átomos en una molécula o ion se denomina estructura molecular. En muchos casos, seguir los pasos para escribir las estructuras de Lewis puede conducir a más de una estructura molecular posible -diferentes colocaciones de enlaces múltiples y de electrones de un solo par o diferentes disposiciones de los átomos, por ejemplo. Unas cuantas pautas relacionadas con la carga formal pueden ser útiles para decidir cuál de las posibles estructuras es la más probable para una molécula o un ion en particular:

Resonancia

Observe que la estructura más probable para el anión nitrito en el [link] puede dibujarse en realidad de dos formas diferentes, que se distinguen por la ubicación de los enlaces N-O y N=O:

Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la energía de la formación y ruptura de enlaces covalentes e iónicos.
* Utilizar el ciclo de Born-Haber para calcular las energías de red de los compuestos iónicos.
* Utilizar las energías medias de los enlaces covalentes para estimar las entalpías de reacción.

Fuerza de adhesión: enlaces covalentes

Las moléculas estables existen porque los enlaces covalentes mantienen los átomos unidos. Medimos la fuerza de un enlace covalente por la energía necesaria para romperlo, es decir, la energía necesaria para separar los átomos enlazados. La separación de todo par de átomos enlazados requiere energía (consulte la [link]). Cuanto más fuerte sea un enlace, mayor será la energía necesaria para romperlo.

Fuerza de enlace iónico y energía de red

Un compuesto iónico es estable debido a la atracción electrostática entre sus iones positivos y negativos. La energía de red de un compuesto es una medida de la fuerza de esta atracción. La energía de red (Δ*H*red) de un compuesto iónico se define como la energía necesaria para separar un mol del sólido en sus iones gaseosos componentes. En el sólido iónico MX, la energía de red es el cambio de entalpía del proceso:

El ciclo Born-Haber

No es posible medir directamente las energías de la red. Sin embargo, la energía de red puede calcularse utilizando la ecuación dada en la sección anterior o utilizando un ciclo termoquímico. El ciclo de Born-Haber es una aplicación de la ley de Hess que descompone la formación de un sólido iónico en una serie de pasos individuales:

Estructura molecular y polaridad

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Predecir las estructuras de pequeñas moléculas utilizando la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (valence shell electron pair repulsion, VSEPR).
* Explicar los conceptos de enlace covalente polar y polaridad molecular.
* Evaluar la polaridad de una molécula con base en su enlace y estructura.

Teoría VSEPR

La teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (teoría VSEPR) nos permite predecir la estructura molecular, lo que incluye los ángulos de enlace aproximados alrededor de un átomo central de una molécula a partir de un examen del número de enlaces y pares solitarios de electrones en su estructura de Lewis. El modelo VSEPR asume que los pares de electrones en la capa de valencia de un átomo central adoptarán una disposición que minimice las repulsiones entre estos pares de electrones maximizando la distancia entre ellos. Los electrones de la capa de valencia de un átomo central forman pares de electrones enlazados, situados principalmente entre átomos enlazados, o pares solitarios. La repulsión electrostática de estos electrones se reduce cuando las distintas regiones de alta densidad electrónica asumen posiciones lo más alejadas posible entre sí.

Polaridad molecular y momento dipolar

Como se comentó anteriormente, los enlaces covalentes polares conectan dos átomos con diferentes electronegatividades, dejando un átomo con una carga parcial positiva (δ+) y el otro átomo con una carga parcial negativa (δ-), ya que los electrones son atraídos hacia el átomo más electronegativo. Esta separación de cargas da lugar a un momento dipolar de enlace. La magnitud de un momento dipolar de enlace se representa con la letra griega mu (*µ*) y viene dada por la fórmula que se muestra aquí, donde Q es la magnitud de las cargas parciales (determinada por la diferencia de electronegatividad) y r es la distancia entre las cargas:

Teorías avanzadas del enlace covalente

Introducción

Abstract:
* Teoría de enlace de valencia
* Orbitales atómicos híbridos
* Enlaces múltiples
* Teoría de los orbitales moleculares

Teoría del enlace de valencia

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la formación de enlaces covalentes en términos de superposición de orbitales atómicos.
* Definir y dar ejemplos de enlaces σ y π.

Orbitales atómicos híbridos

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar el concepto de hibridación de los orbitales atómicos.
* Determinar los orbitales híbridos asociados a varias geometrías moleculares.

*sp* Hibridación

El átomo de berilio de una molécula gaseosa de BeCl2 es un ejemplo de átomo central sin pares solitarios de electrones en una disposición lineal de tres átomos. Hay dos regiones de densidad electrónica de valencia en la molécula de BeCl2 que corresponden a los dos enlaces covalentes Be-Cl. Para acomodar estos dos dominios de electrones, dos de los cuatro orbitales de valencia del átomo de Be se mezclarán para dar lugar a dos orbitales híbridos. Este proceso de hibridación implica la mezcla del orbital de valencia *s* con uno de los orbitales de valencia *p* para dar lugar a dos *orbitales híbridos* sp equivalentes que se orientan en una geometría lineal ([link]). En esta figura, el conjunto de orbitales *sp* parece tener una forma similar a la del orbital *p* original, pero hay una diferencia importante. El número de orbitales atómicos combinados siempre es igual al número de orbitales híbridos formados. El orbital *p* es un orbital que puede contener hasta dos electrones. El conjunto *sp* son dos orbitales equivalentes que apuntan a 180° el uno del otro. Los dos electrones que estaban originalmente en el orbital *s* se distribuyen ahora en los dos orbitales *sp*, que están medio llenos. En el BeCl2 gaseoso, estos orbitales híbridos medio llenos se superpondrán con los orbitales de los átomos de cloro para formar dos enlaces σ idénticos.

hibridación *sp*2

Los orbitales de valencia de un átomo central rodeado de tres regiones de densidad electrónica están formados por un conjunto de tres orbitales híbridos *sp*2 y un orbital *p* no hibridado. Esta disposición resulta de la hibridación *sp*2, la mezcla de un orbital *s* y dos orbitales *p* para producir tres orbitales híbridos idénticos orientados en una geometría trigonal plana ([link]).

hibridación *sp*3

Los orbitales de valencia de un átomo rodeado por una disposición tetraédrica de pares de enlace y pares solitarios consisten en un conjunto de cuatro orbitales híbridos *sp*3. Los híbridos son el resultado de la mezcla de un orbital *s* y los tres orbitales *p* que produce cuatro orbitales híbridos *sp*3 idénticos ([link]). Cada uno de estos orbitales híbridos apunta hacia una esquina diferente del tetraedro.

Hibridación *sp*3*d* y *sp*3*d*2

Para describir los cinco orbitales de enlace en una disposición bipiramidal trigonal, debemos utilizar cinco de los orbitales atómicos de la capa de valencia (el orbital *s*, los tres orbitales *p* y uno de los orbitales *d*), lo que da cinco orbitales híbridos *sp*3*d*. Con una disposición octaédrica de seis orbitales híbridos, debemos utilizar seis orbitales atómicos de la capa de valencia (el orbital *s*, los tres orbitales *p* y dos de los orbitales *d* de su capa de valencia), lo que da seis orbitales híbridos *sp*3*d*2. Estas hibridaciones solo son posibles para los átomos que tienen orbitales *d* en sus subcapas de valencia (es decir, no los del primer o segundo periodo).

Asignación de orbitales híbridos a los átomos centrales

La hibridación de un átomo se determina en función del número de regiones de densidad electrónica que lo rodean. Las disposiciones geométricas características de los distintos conjuntos de orbitales híbridos se muestran en la [link]. Estas disposiciones son idénticas a las de las geometrías de pares de electrones predichas por la teoría VSEPR. La teoría VSEPR predice las formas de las moléculas, y la teoría de los orbitales híbridos ofrece una explicación de cómo se forman esas formas. Para hallar la hibridación de un átomo central, podemos utilizar las siguientes pautas:

Enlaces múltiples

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir el enlace covalente múltiple en términos de superposición de orbitales atómicos.
* Relacionar el concepto de resonancia con el enlace π y la deslocalización de electrones.

Teoría de los orbitales moleculares

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Resumir el enfoque básico de la mecánica cuántica para derivar los orbitales moleculares a partir de los orbitales atómicos.
* Describir los rasgos de los orbitales moleculares de enlace y antienlace.
* Calcular los órdenes de enlace a partir de las configuraciones electrónicas moleculares.
* Escribir configuraciones electrónicas moleculares para moléculas diatómicas de primera y segunda fila.
* Relacionar estas configuraciones electrónicas con las estabilidades y propiedades magnéticas de las moléculas.

Diagramas de energía orbital molecular

Los niveles de energía relativos de los orbitales atómicos y moleculares se suelen mostrar en un diagrama de orbitales moleculares ([link]). En una molécula diatómica, los orbitales atómicos de un átomo se muestran a la izquierda, y los del otro átomo a la derecha. Cada línea horizontal representa un orbital que puede contener dos electrones. Los orbitales moleculares formados por la combinación de los orbitales atómicos se muestran en el centro. Las líneas discontinuas muestran qué orbitales atómicos se combinan para formar los orbitales moleculares. Por cada par de orbitales atómicos que se combinan, resulta un orbital molecular de menor energía (de enlace) y un orbital de mayor energía (antienlace). Así podemos ver que la combinación de los seis orbitales atómicos 2*p* da como resultado tres orbitales de enlace (uno σ y dos π) y tres orbitales de antienlace (uno σ\* y dos π\*).

Orden de enlace

El diagrama de orbitales moleculares rellenos muestra el número de electrones en los orbitales moleculares de enlace y antienlace. La contribución neta de los electrones a la fuerza de enlace de una molécula se identifica determinando el orden de enlace que resulta del llenado de los orbitales moleculares por los electrones.

El enlace en las moléculas diatómicas

Una molécula de dihidrógeno (H2) se forma a partir de dos átomos de hidrógeno. Cuando los orbitales atómicos de los dos átomos se combinan, los electrones ocupan el orbital molecular de menor energía, el orbital de enlace σ1*s*. Una molécula de dihidrógeno, H2, se forma fácilmente porque la energía de una molécula de H2 es menor que la de dos átomos de H. El orbital σ1*s* que contiene ambos electrones es de menor energía que cualquiera de los dos orbitales atómicos 1*s*.

Gases

Introducción

Abstract:
* Presión del gas
* Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: Ley de los gases ideales
* Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
* Efusión y difusión de los gases
* La teoría cinético-molecular
* Comportamiento no ideal de los gases

Presión del gas

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir la propiedad de la presión
* Definir y convertir entre las unidades de medidas de presión.
* Describir el funcionamiento de las herramientas habituales para medir la presión del gas.
* Calcular la presión a partir de los datos del manómetro.

Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: Ley de los gases ideales

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Identificar las relaciones matemáticas entre las distintas propiedades de los gases.
* Utilizar la ley de los gases ideales, y las leyes de los gases relacionadas, para calcular los valores de diversas propiedades de los gases en condiciones específicas.

Presión y temperatura: ley de Amontons

Imagina que llena un recipiente rígido unido a un manómetro con gas y luego lo sella para que el gas no escape. Si el recipiente se enfría, el gas del interior también se enfría y se observa que su presión disminuye. Como el recipiente es rígido y está bien cerrado, tanto el volumen como el número de moles de gas permanecen constantes. Si calentamos la esfera, el gas del interior se calienta ([link]) y la presión aumenta.

Volumen y temperatura: ley de Charles

Si llenamos un globo de aire y lo sellamos, el globo contiene una cantidad específica de aire a presión atmosférica, digamos 1 atm. Si metemos el globo en un refrigerador, el gas del interior se enfría y el globo se encoge (aunque tanto la cantidad de gas como su presión permanecen constantes). Si hacemos que el globo esté muy frío, se encogerá mucho, y volverá a expandirse cuando se caliente.

Volumen y presión: la ley de Boyle

Si llenamos parcialmente una jeringa hermética con aire, la jeringa contiene una cantidad específica de aire a temperatura constante, digamos 25 °C. Si empujamos lentamente el émbolo manteniendo la temperatura constante, el gas de la jeringa se comprime en un volumen menor y su presión aumenta; si sacamos el émbolo, el volumen aumenta y la presión disminuye. Este ejemplo del efecto del volumen sobre la presión de una cantidad dada de un gas confinado es cierto en general. La disminución del volumen de un gas contenido aumentará su presión, y el aumento de su volumen disminuirá su presión. De hecho, si el volumen aumenta en un determinado factor, la presión disminuye en el mismo factor, y viceversa. Los datos de volumen-presión de una muestra de aire a temperatura ambiente se grafican en la [link].

Moles de gas y volumen: ley de Avogadro

El científico italiano Amedeo Avogadro propuso una hipótesis en 1811 para explicar el comportamiento de los gases, afirmando que volúmenes iguales de todos los gases, medidos en las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas. Con el tiempo, esta relación se vio respaldada por muchas observaciones experimentales, tal y como lo expresa la ley de Avogadro: *en un gas confinado, el volumen (V) y el número de moles (n) son directamente proporcionales si la presión y la temperatura permanecen constantes*.

Ley de los gases ideales

Hasta aquí se han discutido cuatro leyes distintas que relacionan la presión, el volumen, la temperatura y el número de moles del gas:

Condiciones estándar de temperatura y presión

Hemos visto que el volumen de una determinada cantidad de gas y el número de moléculas (moles) en un determinado volumen de gas varían con los cambios de presión y temperatura. Los químicos a veces hacen comparaciones con una temperatura y presión estándar (STP ) para informar las propiedades de los gases: 273,15 K y 1 atm (101,325 kPa).[footnote] A STP, un mol de un gas ideal tiene un volumen de aproximadamente 22,4 L, lo que se denomina volumen molar estándar ([link]).

La definición de presión estándar de la IUPAC se cambió de 1 atm a 1 bar (100 kPa) en 1982, pero la definición anterior sigue siendo utilizada por muchos recursos bibliográficos y se utilizará en este texto.

Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Utilizar la ley de los gases ideales para calcular las densidades de los gases y las masas molares.
* Realizar cálculos estequiométricos con sustancias gaseosas.
* Enunciar la ley de presiones parciales de Dalton y utilizarla en los cálculos relativos a las mezclas gaseosas.

Densidad de los gases y masa molar

La ley de los gases ideales descrita anteriormente en este capítulo relaciona las propiedades de presión *P*, volumen *V*, temperatura *T* y cantidad molar *n*. Esta ley es universal y relaciona estas propiedades de forma idéntica independientemente de la identidad química del gas:

La presión de una mezcla de gases: ley de Dalton

A menos que reaccionen químicamente entre sí, los gases individuales de una mezcla de gases no afectan a la presión de los demás. Cada gas individual de una mezcla ejerce la misma presión que ejercería si estuviera solo en el recipiente ([link]). La presión ejercida por cada gas individual en una mezcla se denomina presión parcial. Esta observación se resume en ley de presiones parciales de Dalton: *La presión total de una mezcla de gases ideales es igual a la suma de las presiones parciales de los gases componentes*:

Recolección de gases sobre el agua

Una forma sencilla de recolectar los gases que no reaccionan con el agua es capturarlos en una botella llena de agua e invertida en un plato lleno de agua. La presión del gas dentro de la botella puede igualarse a la presión del aire en el exterior subiendo o bajando la botella. Cuando el nivel del agua es el mismo tanto dentro como fuera de la botella ([link]), la presión del gas es igual a la presión atmosférica, que se puede medir con un barómetro.

Estequiometría química y gases

La estequiometría química describe las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en las reacciones químicas.

La ley de Avogadro revisada

A veces podemos aprovechar una característica simplificadora de la estequiometría de los gases que los sólidos y las soluciones no presentan: Todos los gases que muestran un comportamiento ideal contienen el mismo número de moléculas en el mismo volumen (a la misma temperatura y presión). Así, las relaciones de los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química vienen dadas por los coeficientes de la ecuación de la reacción, siempre que los volúmenes de los gases se midan a la misma temperatura y presión.

Efusión y difusión de los gases

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir y explicar la efusión y la difusión.
* Enunciar la ley de Graham y utilizarla para calcular las propiedades relevantes de los gases.

La teoría cinético-molecular

Abstract:
* Enunciar los postulados de la teoría cinético-molecular.
* Utilizar los postulados de esta teoría para explicar las leyes de los gases.

La teoría cinético-molecular explica el comportamiento de los gases, Parte I

Al recordar que la presión del gas la ejercen las moléculas de gas que se mueven rápidamente y depende directamente del número de moléculas que golpean una unidad de superficie de la pared por unidad de tiempo, vemos que la KMT explica conceptualmente el comportamiento de un gas de la siguiente manera:

velocidades moleculares y energía cinética

La discusión anterior mostró que la KMT explica cualitativamente los comportamientos descritos según las diversas leyes de los gases. Los postulados de esta teoría pueden aplicarse de forma más cuantitativa para derivar estas leyes individuales. Para ello, primero hay que fijarse en las velocidades y energías cinéticas de las moléculas de gas, y en la temperatura de una muestra de gas.

La teoría cinético-molecular explica el comportamiento de los gases, parte II

Según la ley de Graham, las moléculas de un gas están en rápido movimiento y ellas mismas son pequeñas. La distancia media entre las moléculas de un gas es grande en comparación con el tamaño de las moléculas. En consecuencia, las moléculas de gas pueden moverse entre sí con facilidad y difundirse a velocidades relativamente rápidas.

Comportamiento no ideal de los gases

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir los factores físicos que conducen a las desviaciones del comportamiento de los gases ideales.
* Explicar cómo se representan estos factores en la ecuación de van der Waals.
* Definir la compresibilidad (Z) y describir cómo su variación con la presión refleja un comportamiento no ideal.
* Cuantificar el comportamiento no ideal comparando los cálculos de las propiedades de los gases utilizando la ley de los gases ideales y la ecuación de van der Waals.

Líquidos y sólidos

Introducción

Abstract:
* Fuerzas intermoleculares
* Propiedades de los líquidos
* Transiciones de fase
* Diagramas de fase
* El estado sólido de la materia
* Estructuras de red en los sólidos cristalinos

Fuerzas intermoleculares

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir los tipos de fuerzas intermoleculares posibles entre átomos o moléculas en fases condensadas (fuerzas de dispersión, atracciones dipolo-dipolo y enlace de hidrógeno).
* Identificar los tipos de fuerzas intermoleculares que experimentan determinadas moléculas en función de sus estructuras.
* Explicar la relación entre las fuerzas intermoleculares presentes en una sustancia y las temperaturas asociadas a los cambios de su estado físico.

Fuerzas entre moléculas

En condiciones adecuadas, las atracciones entre todas las moléculas de los gases harán que formen líquidos o sólidos. Esto se debe a las fuerzas intermoleculares, no a las *intramoleculares*. Las fuerzas *intramoleculares* son las que, *dentro de* la molécula, la mantienen unida, por ejemplo, los enlaces entre los átomos. Las fuerzas *intermoleculares* son las atracciones *entre* las moléculas, que determinan muchas de las propiedades físicas de una sustancia. La [link] ilustra estas diferentes fuerzas moleculares. La fuerza de estas fuerzas atractivas varía mucho, aunque normalmente las IMF entre moléculas pequeñas son débiles en comparación con las fuerzas intramoleculares que unen los átomos dentro de una molécula. Por ejemplo, para superar las IMF de un mol de HCl líquido y convertirlo en HCl gaseoso solo se necesitan unos 17 kilojulios. Sin embargo, para romper los enlaces covalentes entre los átomos de hidrógeno y cloro de un mol de HCl se necesita unas 25 veces más energía: 430 kilojulios.

Fuerzas de dispersión

Una de las tres fuerzas de Van der Waals está presente en todas las fases condensadas, independientemente de la naturaleza de los átomos o moléculas que componen la sustancia. Esta fuerza de atracción se denomina fuerza de dispersión de London en honor al físico estadounidense de origen alemán Fritz London, que la explicó por primera vez en 1928. Esta fuerza suele denominarse simplemente fuerza de dispersión. Dado que los electrones de un átomo o molécula están en constante movimiento (o, alternativamente, la ubicación del electrón está sujeta a la variabilidad mecánica cuántica), en cualquier momento, un átomo o molécula puede desarrollar un dipolo instantáneo y temporal si sus electrones están distribuidos asimétricamente. La presencia de este dipolo puede, a su vez, distorsionar los electrones de un átomo o molécula vecina, produciendo un dipolo inducido. Estos dos dipolos temporales que fluctúan rápidamente dan lugar a una atracción electrostática relativamente débil entre las especies, la llamada fuerza de dispersión, como la que se ilustra en la [link].

Atracciones dipolo-dipolo

Recordemos del capítulo sobre enlace químico y geometría molecular que las moléculas *polares* tienen una carga parcial positiva en un lado y una carga parcial negativa en el otro lado de la molécula, una separación de carga llamada *dipolo*. Analicemos una molécula polar como el cloruro de hidrógeno, HCl. En la molécula de HCl, el átomo de Cl más electronegativo lleva la carga parcial negativa, mientras que el átomo de H menos electronegativo lleva la carga parcial positiva. Una fuerza de atracción entre moléculas de HCl resulta de la atracción entre el extremo positivo de una molécula de HCl y el extremo negativo de otra. Esta fuerza de atracción se denomina atracción dipolo-dipolo, que es la fuerza electrostática entre el extremo parcialmente positivo de una molécula polar y el extremo parcialmente negativo de otra, como se ilustra en la [link].

Enlace de hidrógeno

El fluoruro de nitrosilo (ONF, masa molecular 49 u) es un gas a temperatura ambiente. El agua (H2O, masa molecular 18 u) es un líquido, aunque tenga una masa molecular menor. Está claro que no podemos atribuir esta diferencia entre los dos compuestos a las fuerzas de dispersión. Ambas moléculas tienen más o menos la misma forma y el ONF es la molécula más pesada y grande. Por lo tanto, se espera que experimente fuerzas de dispersión más significativas. Además, no podemos atribuir esta diferencia en los puntos de ebullición a las diferencias en los momentos dipolares de las moléculas. Ambas moléculas son polares y presentan momentos dipolares comparables. La gran diferencia entre los puntos de ebullición se debe a una atracción dipolar especialmente fuerte que puede producirse cuando una molécula contiene un átomo de hidrógeno unido a un átomo de flúor, oxígeno o nitrógeno (los tres elementos más electronegativos). La gran diferencia de electronegatividad entre el átomo de H (2,1) y el átomo al que está unido (4,0 para un átomo de F, 3,5 para un átomo de O o 3,0 para un átomo de N), combinada con el tamaño muy pequeño de un átomo de H y los tamaños relativamente pequeños de los átomos de F, O o N, conduce a *cargas parciales muy concentradas* con estos átomos. Las moléculas con fracciones de F-H, O-H o N-H se sienten muy atraídas por fracciones similares de moléculas cercanas, un tipo de atracción dipolar especialmente fuerte que se denomina enlace de hidrógeno. Algunos ejemplos de enlaces de hidrógeno son HF⋯HF, H2O⋯HOH, y H3N⋯HNH2, en los que los enlaces de hidrógeno se indican con puntos. La [link] ilustra los enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua.

Propiedades de los líquidos

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Distinguir entre fuerzas adhesivas y cohesivas.
* Definir la viscosidad, la tensión superficial y el ascenso capilar.
* Describa el papel de las fuerzas de atracción intermoleculares en cada una de estas propiedades/fenómenos.

Transiciones de fase

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir las transiciones de fase y las temperaturas de transición de fase.
* Explicar la relación entre las temperaturas de transición de fase y las fuerzas de atracción intermoleculares.
* Describir los procesos representados por las curvas típicas de calentamiento y enfriamiento, y calcular los flujos de calor y los cambios de entalpía que acompañan a estos procesos.

Vaporización y condensación

Cuando un líquido se vaporiza en un recipiente cerrado, las moléculas de gas no pueden escapar. Como estas moléculas de la fase gaseosa se mueven al azar, ocasionalmente chocarán con la superficie de la fase condensada y, en algunos casos, estas colisiones harán que las moléculas vuelvan a entrar en la fase condensada. El cambio de la fase gaseosa a la líquida se llama condensación. Cuando la tasa de condensación se hace igual a la tasa de vaporización, no cambia ni la cantidad de líquido ni la cantidad de vapor en el recipiente. Se dice entonces que el vapor en el recipiente está *en equilibrio* con el líquido. Hay que tener en cuenta que no se trata de una situación estática, ya que las moléculas se intercambian continuamente entre las fases condensada y gaseosa. Se trata de un ejemplo de equilibrio dinámico, el estado de un sistema en el que los procesos recíprocos (por ejemplo, la vaporización y la condensación) se producen a igual velocidad. La presión ejercida por el vapor en equilibrio con un líquido en un recipiente cerrado a una temperatura determinada se denomina presión de vapor del líquido (o presión de vapor de equilibrio). El área de la superficie del líquido en contacto con el vapor y el tamaño del recipiente no afectan a la presión de vapor, aunque sí al tiempo necesario para alcanzar el equilibrio. Podemos medir la presión de vapor de un líquido colocando una muestra en un recipiente cerrado, como el que se ilustra en la [link], y utilizando un manómetro para medir el aumento de presión que se debe al vapor en equilibrio con la fase condensada.

Puntos de ebullición

Cuando la presión de vapor aumenta lo suficiente como para igualar la presión atmosférica externa, el líquido alcanza su punto de ebullición. El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la que su presión de vapor de equilibrio es igual a la presión ejercida sobre el líquido por su entorno gaseoso. En los líquidos en recipientes abiertos, esta presión se debe a la atmósfera terrestre. El punto de ebullición normal de un líquido se define como su punto de ebullición cuando la presión circundante es igual a 1 atm (101,3 kPa). La [link] muestra la variación de la presión de vapor con la temperatura en varias sustancias diferentes. Teniendo en cuenta la definición de punto de ebullición, estas curvas pueden considerarse como una representación de la dependencia del punto de ebullición de un líquido de la presión circundante.

Entalpía de vaporización

La vaporización es un proceso endotérmico. El efecto refrescante se evidencia al salir de la piscina o de la ducha. Cuando el agua de la piel se evapora, elimina el calor de la piel y provoca una sensación de frío. El cambio de energía asociado al proceso de vaporización es la entalpía de vaporización, Δ*H*vap. Por ejemplo, la vaporización del agua a temperatura estándar está representada por:

Fusión y congelación

Cuando calentamos un sólido cristalino, aumentamos la energía media de sus átomos, moléculas o iones y el sólido se calienta. En algún momento, la energía añadida es lo suficientemente grande como para superar parcialmente las fuerzas que mantienen a las moléculas o iones del sólido en sus posiciones fijas, y el sólido comienza el proceso de transición al estado líquido, o de fusión. En este punto, la temperatura del sólido deja de aumentar, a pesar de la entrada continua de calor, y se mantiene constante hasta que todo el sólido se funde. Solo después de que todo el sólido se haya fundido, el calentamiento continuado aumentará la temperatura del líquido ([link]).

Sublimación y deposición

Algunos sólidos pueden pasar directamente al estado gaseoso, evitando el estado líquido, mediante un proceso conocido como sublimación. A temperatura ambiente y presión estándar, un trozo de hielo seco (CO2 sólido) se sublima, pareciendo desaparecer gradualmente sin llegar a formar ningún líquido. La nieve y el hielo se subliman a temperaturas inferiores al punto de fusión del agua, un proceso lento que puede ser acelerado por los vientos y las reducidas presiones atmosféricas a gran altitud. Cuando el yodo sólido se calienta, el sólido se sublima y se forma un vapor de color púrpura intenso ([link]). El reverso de la sublimación se llama deposición, un proceso en el que las sustancias gaseosas se condensan directamente en el estado sólido, evitando el estado líquido. La formación de escarcha es un ejemplo de deposición.

Curvas de calentamiento y enfriamiento

En el capítulo sobre termoquímica, se introdujo la relación entre la cantidad de calor absorbida o liberada por una sustancia, *q*, y el cambio de temperatura que la acompaña, Δ*T*:

Diagramas de fase

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar la construcción y el uso de un diagrama de fases típico.
* Utilizar los diagramas de fase para identificar las fases estables a determinadas temperaturas y presiones, y describir las transiciones de fase resultantes de los cambios en estas propiedades.
* Describir la fase de fluido supercrítico de la materia.

Fluido supercrítico

Si colocamos una muestra de agua en un recipiente cerrado a 25 °C, retiramos el aire y dejamos que se establezca el equilibrio de vaporización-condensación, nos queda una mezcla de agua líquida y vapor de agua a una presión de 0,03 atm. Se observa claramente un límite claro entre el líquido más denso y el gas menos denso. A medida que aumentamos la temperatura, la presión del vapor de agua aumenta, tal y como describe la curva líquido-gas en el diagrama de fases del agua ([link]), y se mantiene un equilibrio bifásico de las fases líquida y gaseosa. A una temperatura de 374 °C, la presión de vapor se ha elevado a 218 atm, y cualquier aumento adicional de la temperatura provoca la desaparición del límite entre las fases líquida y de vapor. Toda el agua del recipiente está ahora presente en una única fase cuyas propiedades físicas son intermedias entre las del estado gaseoso y las del estado líquido. Esta fase de la materia se denomina fluido supercrítico, y la temperatura y la presión por encima de las cuales existe esta fase es el punto crítico ([link]). Por encima de su temperatura crítica, un gas no puede licuarse por mucha presión que se aplique. La presión necesaria para licuar un gas a su temperatura crítica se denomina presión crítica. Las temperaturas críticas y las presiones críticas de algunas sustancias comunes se indican en la siguiente tabla.

El estado sólido de la materia

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir y describir el enlace y las propiedades de los sólidos cristalinos de red iónica, molecular, metálica y covalente.
* Describir los principales tipos de sólidos cristalinos: sólidos iónicos, sólidos metálicos, sólidos de red covalente y sólidos moleculares.
* Explicar las formas en que pueden producirse defectos de cristal en un sólido.

Sólidos iónicos

Los sólidos iónicos, como el cloruro de sodio y el óxido de níquel, están compuestos por iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, que pueden ser bastante fuertes ([link]). Muchos cristales iónicos también tienen puntos de fusión elevados. Esto se debe a las fuertes atracciones entre los iones: en los compuestos iónicos, las atracciones entre las cargas completas son (mucho) mayores que las de las cargas parciales en los compuestos moleculares polares. Esto se verá con más detalle en un análisis sobre las energías de la red. Aunque son duros, también tienden a ser frágiles, y se rompen en lugar de doblarse. Los sólidos iónicos no conducen la electricidad; sin embargo, sí lo hacen cuando están fundidos o disueltos porque sus iones se mueven libremente. Muchos compuestos simples formados por la reacción de un elemento metálico con un elemento no metálico son iónicos.

Sólidos metálicos

Los sólidos metálicos, como los cristales de cobre, aluminio y hierro, están formados por átomos de metal ([link]). La estructura de los cristales metálicos suele describirse como una distribución uniforme de núcleos atómicos dentro de un "mar" de electrones deslocalizados. Los átomos de un sólido metálico se mantienen unidos por una fuerza única conocida como *enlace metálico*, que da lugar a muchas propiedades útiles y variadas. Todos presentan una alta conductividad térmica y eléctrica, brillo metálico y maleabilidad. Muchos son muy duros y bastante fuertes. Debido a su maleabilidad (la capacidad de deformarse bajo presión o martilleo), no se rompen y, por tanto, son materiales de construcción útiles. Los puntos de fusión de los metales varían mucho. El mercurio es líquido a temperatura ambiente, y los metales alcalinos se funden por debajo de los 200 °C. Varios metales posteriores a la transición también tienen puntos de fusión bajos, mientras que los metales de transición se funden a temperaturas superiores a los 1.000 °C. Estas diferencias reflejan las diferencias en la fuerza de los enlaces metálicos entre los metales.

Sólido de red covalente

Los sólidos de red covalentes incluyen cristales de diamante, silicio, algunos otros no metales y algunos compuestos covalentes como el dióxido de silicio (arena) y el carburo de silicio (carborundo, el abrasivo del papel de lija). Muchos minerales tienen redes de enlaces covalentes. Los átomos de estos sólidos se mantienen unidos por una red de enlaces covalentes, como se muestra en la [link]. Para romper o fundir un sólido de red covalente, hay que romper los enlaces covalentes. Dado que los enlaces covalentes son relativamente fuertes, los sólidos de red covalente se caracterizan normalmente por su dureza, resistencia y altos puntos de fusión. Por ejemplo, el diamante es una de las sustancias más duras que se conocen y se funde por encima de los 3.500 °C.

Sólido Molecular

Los sólidos moleculares, como el hielo, la sacarosa (azúcar de mesa) y el yodo, como se muestra en la [link], están compuestos por moléculas neutras. La intensidad de las fuerzas de atracción entre las unidades presentes en los distintos cristales varía mucho, como indican los puntos de fusión de los cristales. Las pequeñas moléculas simétricas (moléculas no polares), como el H2, el N2, el O2 y el F2, tienen fuerzas de atracción débiles y forman sólidos moleculares con puntos de fusión muy bajos (por debajo de −200 °C). Las sustancias formadas por moléculas más grandes y no polares tienen fuerzas de atracción mayores y se funden a temperaturas más altas. Los sólidos moleculares compuestos por moléculas con momentos dipolares permanentes (moléculas polares) se funden a temperaturas aún más altas. Algunos ejemplos son el hielo (punto de fusión, 0 °C) y el azúcar de mesa (punto de fusión, 185 °C).

Propiedades de los sólidos

Un sólido cristalino, como los enumerados en la [link], tiene una temperatura de fusión precisa porque cada átomo o molécula del mismo tipo se mantiene en su lugar con las mismas fuerzas o energía. Así, las atracciones entre las unidades que componen el cristal tienen todas la misma fuerza y todas requieren la misma cantidad de energía para romperse. El reblandecimiento gradual de un material amorfo difiere drásticamente de la fusión clara de un sólido cristalino. Esto se debe a la falta de equivalencia estructural de las moléculas en el sólido amorfo. Algunas fuerzas son más débiles que otras, y cuando un material amorfo se calienta, las atracciones intermoleculares más débiles se rompen primero. A medida que aumenta la temperatura, se rompen las atracciones más fuertes. Así, los materiales amorfos se ablandan en un rango de temperaturas.

Defectos de los cristales

En un sólido cristalino, los átomos, iones o moléculas están dispuestos en un patrón repetitivo definido, pero pueden producirse defectos ocasionales en el patrón. Se conocen varios tipos de defectos, como se ilustra en la [link]. Las vacantes son defectos que se producen cuando las posiciones que deberían contener átomos o iones están vacantes. Con menor frecuencia, algunos átomos o iones de un cristal pueden ocupar posiciones, llamadas espacios intersticiales, situadas entre las posiciones regulares de los átomos. Otras distorsiones se encuentran en los cristales impuros, como, por ejemplo, cuando los cationes, aniones o moléculas de la impureza son demasiado grandes para encajar en las posiciones regulares sin distorsionar la estructura. A veces se añaden trazas de impurezas a un cristal (un proceso conocido como *dopaje)* para crear defectos en la estructura que produzcan cambios deseables en sus propiedades. Por ejemplo, los cristales de silicio se dopan con cantidades variables de diferentes elementos para obtener propiedades eléctricas adecuadas para su uso en la fabricación de semiconductores y chips de computadoras.

Estructuras de red en los sólidos cristalinos

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la disposición de los átomos e iones en las estructuras cristalinas.
* Calcular los radios iónicos utilizando las dimensiones de la celda unitaria.
* Explicar el uso de las mediciones de difracción de rayos X para determinar las estructuras cristalinas.

Las estructuras de los metales

Comenzaremos nuestra exposición sobre los sólidos cristalinos considerando los metales elementales, que son relativamente simples porque cada uno contiene solo un tipo de átomo. Un metal puro es un sólido cristalino con átomos de metal empaquetados estrechamente en un patrón repetitivo. Algunas de las propiedades de los metales en general, como su maleabilidad y ductilidad, se deben en gran medida a que tienen átomos idénticos dispuestos en un patrón regular. Las diferentes propiedades de un metal con respecto a otro dependen en parte del tamaño de sus átomos y de las particularidades de su disposición espacial. En las siguientes secciones exploraremos las similitudes y diferencias de cuatro de las geometrías más comunes de los cristales metálicos.

Celdas unitarias de los metales

La estructura de un sólido cristalino, ya sea un metal o no, se describe mejor considerando su unidad de repetición más simple, que se denomina celda unitaria. La celda unitaria está formada por puntos de la red que representan la ubicación de los átomos o iones. La estructura completa consiste entonces en esta celda unitaria que se repite en tres dimensiones, como se ilustra en la [link].

Las estructuras de los cristales iónicos

Los cristales iónicos están formados por dos o más tipos diferentes de iones que suelen tener tamaños distintos. El empaquetamiento de estos iones en una estructura cristalina es más complejo que el empaquetamiento de átomos metálicos del mismo tamaño.

Celdas unitarias de compuestos iónicos

Muchos compuestos iónicos cristalizan con celdas unitarias cúbicas, y utilizaremos estos compuestos para describir las características generales de las estructuras iónicas.

Cálculo de los radios iónicos

Si conocemos la longitud del borde de una celda unitaria de un compuesto iónico y la posición de los iones en la celda, podemos calcular los radios iónicos de los iones del compuesto si hacemos suposiciones sobre las formas y los contactos iónicos individuales.

Cristalografía de rayos X

El tamaño de la celda unitaria y la disposición de los átomos en un cristal pueden determinarse a partir de las mediciones de la *difracción* de los rayos X por el cristal, lo que se denomina cristalografía de rayos X. La difracción es el cambio en la dirección de desplazamiento que experimenta una onda electromagnética cuando encuentra una barrera física con dimensiones comparables a las de la longitud de onda de la luz. Los rayos X son radiaciones electromagnéticas con longitudes de onda aproximadamente tan largas como la distancia entre átomos vecinos en los cristales (del orden de unos pocos Å).

Soluciones y coloides

Introducción

Abstract:
* El proceso de disolución
* Electrolitos
* Solubilidad
* Propiedades coligativas
* Coloides

El proceso de disolución

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir las propiedades básicas de las soluciones y cómo se forman.
* Predecir si una mezcla dada dará lugar a una solución con base en las propiedades moleculares de sus componentes.
* Explique por qué algunas soluciones producen o absorben calor cuando se forman.

La formación de soluciones

La formación de una solución es un ejemplo de proceso espontáneo, un proceso que se produce en condiciones específicas sin necesidad de energía de alguna fuente externa. A veces se agita la mezcla para acelerar el proceso de disolución, pero no es necesario; al final se formará una solución homogénea. El tema de la espontaneidad es de vital importancia para el estudio de la termodinámica química y se trata con más detalle en un capítulo posterior de este texto. Para el análisis de este capítulo, bastará con considerar dos criterios que *favorecen*, pero no garantizan, la formación espontánea de una solución:

Electrolitos

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir y dar ejemplos de electrolitos.
* Distinguir entre los cambios físicos y químicos que acompañan a la disolución de los electrolitos iónicos y covalentes.
* Relacionar la fuerza del electrolito con las fuerzas de atracción soluto-solvente.

Electrolitos iónicos

El agua y otras moléculas polares son atraídas por los iones, como se muestra en la [link]. La atracción electrostática entre un ion y una molécula con un dipolo se denomina atracción ion-dipolo. Estas atracciones desempeñan un papel importante en la disolución de los compuestos iónicos en el agua.

Electrolitos covalentes

El agua pura es un conductor extremadamente pobre de electricidad porque está muy poco ionizada: solo dos de cada mil millones de moléculas se ionizan a 25 °C. El agua se ioniza cuando una molécula de agua cede un protón (ion H+) a otra molécula de agua, dando lugar a iones de hidronio e hidróxido.

Solubilidad

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir los efectos de la temperatura y la presión en la solubilidad.
* Enunciar la ley de Henry y utilizarla en los cálculos de solubilidad de un gas en un líquido.
* Explicar los grados de solubilidad posibles para las soluciones líquido-líquido.

Soluciones de gases en líquidos

Como para cualquier solución, la solubilidad de un gas en un líquido se ve afectada por las fuerzas de atracción intermoleculares entre las especies del soluto y del solvente. Sin embargo, a diferencia de los solutos sólidos y líquidos, cuando un soluto gaseoso se disuelve en un solvente líquido no hay que superar ninguna atracción intermolecular (vea la [link]) , ya que los átomos o moléculas que componen un gas están muy separados y experimentan interacciones insignificantes. En consecuencia, las interacciones soluto-disolvente son el único factor energético que afecta a la solubilidad. Por ejemplo, la solubilidad en agua del oxígeno es aproximadamente tres veces mayor que la del helio (hay mayores fuerzas de dispersión entre el agua y las moléculas de oxígeno más grandes), pero 100 veces menor que la solubilidad del clorometano, CHCl3 (las moléculas polares de clorometano experimentan una atracción dipolar hacia las moléculas polares de agua). Asimismo, cabe destacar que la solubilidad del oxígeno en el hexano, C6H14, es aproximadamente 20 veces mayor que en el agua, ya que existen mayores fuerzas de dispersión entre el oxígeno y las moléculas más grandes del hexano.

Soluciones de líquidos en líquidos

Algunos líquidos pueden mezclarse en cualquier proporción para dar lugar a soluciones; es decir, tienen una solubilidad mutua infinita y se dice que son miscibles. El etanol, el ácido sulfúrico y el etilenglicol (popular por su uso como anticongelante, que aparece en la [link]) son ejemplos de líquidos que son completamente miscibles con el agua. El aceite de motor de dos tiempos es miscible con la gasolina, cuyas mezclas se utilizan como combustible lubricante para varios tipos de equipos eléctricos de exterior (motosierras, sopladores de hojas, etc.).

Soluciones de sólidos en líquidos

La dependencia de la solubilidad en función de la temperatura para una serie de sólidos en agua se muestra en las curvas de solubilidad en la [link]. La revisión de estos datos indica una tendencia general de aumento de la solubilidad con la temperatura, aunque hay excepciones, como ilustra el compuesto iónico sulfato de cerio.

Propiedades coligativas

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Expresar las concentraciones de los componentes de la solución utilizando la fracción molar y la molalidad.
* Describir el efecto de la concentración del soluto en varias propiedades de la solución (presión de vapor, punto de ebullición, punto de congelación y presión osmótica).
* Hacer cálculos utilizando las ecuaciones matemáticas que describen estos diversos efectos coligativos.
* Describir el proceso de destilación y sus aplicaciones prácticas.
* Explicar el proceso de ósmosis y describir su aplicación industrial y en la naturaleza.

Fracción molar y molalidad

En un capítulo anterior se introdujeron varias unidades comúnmente utilizadas para expresar las concentraciones de los componentes de la solución, cada una de las cuales ofrece ciertas ventajas para su uso en diferentes aplicaciones. Por ejemplo, la molaridad*(M*) es una unidad conveniente para utilizar en los cálculos estequiométricos, ya que se define en términos de las cantidades molares de los tipos de solutos:

Reducción de la presión de vapor

Como se describe en el capítulo sobre líquidos y sólidos, la presión de vapor de equilibrio de un líquido es la presión ejercida por su fase gaseosa cuando la vaporización y la condensación se producen a igual velocidad:

Destilación de soluciones

Las soluciones cuyos componentes tienen presiones de vapor significativamente diferentes pueden separarse mediante un proceso de vaporización selectiva conocido como destilación. Consideremos el caso simple de una mezcla de dos líquidos volátiles, A y B, siendo A el líquido más volátil. La ley de Raoult puede utilizarse para demostrar que el vapor sobre la solución está enriquecido en el componente A, es decir, la fracción molar de A en el vapor es mayor que la fracción molar de A en el líquido (consulte el ejercicio 65 del final del capítulo). Al calentar adecuadamente la mezcla, el componente A puede vaporizarse, condensarse y recogerse, separándose efectivamente del componente B.

Elevación del punto de ebullición

Como se describe en el capítulo sobre líquidos y sólidos, el *punto de ebullición* de un líquido es la temperatura a la que su presión de vapor es igual a la presión atmosférica ambiente. Dado que la presión de vapor de una solución disminuye debido a la presencia de solutos no volátiles, es lógico que el punto de ebullición de la solución aumente posteriormente. La presión de vapor aumenta con la temperatura, por lo que una solución requerirá una temperatura más alta que la del solvente puro para alcanzar cualquier presión de vapor, incluso una equivalente a la de la atmósfera circundante. El aumento del punto de ebullición que se observa cuando un soluto no volátil se disuelve en un solvente, Δ*T*b, se denomina aumento del punto de ebullición y es directamente proporcional a la concentración molar de las especies de soluto:

Descenso crioscópico

Las soluciones se congelan a temperaturas más bajas que los líquidos puros. Este fenómeno se aprovecha en los esquemas de "descongelación" que utilizan sal ([link]), cloruro de calcio o urea para derretir el hielo en las carreteras y aceras, y en el uso del etilenglicol como "anticongelante" en los radiadores de los automóviles. El agua de mar se congela a una temperatura inferior a la del agua dulce, por lo que los océanos ártico y antártico permanecen sin congelar incluso a temperaturas inferiores a 0 °C (al igual que los fluidos corporales de los peces y otros animales marinos de sangre fría que viven en estos océanos).

Diagrama de fase de una solución

Los efectos coligativos en la presión de vapor, el punto de ebullición y el punto de congelación descritos en la sección anterior se resumen convenientemente comparando los diagramas de fase de un líquido puro y de una solución derivada de ese líquido ([link]).

Ósmosis y presión osmótica de las soluciones

Una serie de materiales naturales y sintéticos presentan una *permeabilidad selectiva*, lo que significa que solo las moléculas o los iones de un determinado tamaño, forma, polaridad, carga, etc., son capaces de atravesar (permeabilizar) el material. Las membranas de las células biológicas ofrecen ejemplos elegantes de permeabilidad selectiva en la naturaleza, mientras que los tubos de diálisis utilizados para eliminar los desechos metabólicos de la sangre son un ejemplo tecnológico más simplista. Independientemente de cómo se fabriquen, estos materiales se denominan generalmente membranas semipermeables.

Determinación de las masas molares

La presión osmótica y los cambios en el punto de congelación, el punto de ebullición y la presión de vapor son directamente proporcionales al número de especies de solutos presentes en una cantidad determinada de solución. Por consiguiente, la medición de una de estas propiedades en una solución preparada con una masa conocida de soluto permite determinar la masa molar del soluto.

Propiedades coligativas de los electrolitos

Como se señaló anteriormente en este módulo, las propiedades coligativas de una solución dependen solo del número, no de la identidad, de las especies de solutos disueltos. Los términos de concentración en las ecuaciones para varias propiedades coligativas (descenso crioscópico, elevación del punto de ebullición, presión osmótica) pertenecen a *todas las especies de solutos presentes en la solución*. En las soluciones consideradas hasta ahora en este capítulo, los solutos han sido no electrolitos que se disuelven físicamente sin disociación ni ningún otro proceso acompañante. Cada molécula que se disuelve produce una molécula de soluto disuelta. Sin embargo, la disolución de un electrolito no es tan sencilla, como ilustran los dos ejemplos comunes que aparecen a continuación:

Coloides

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la composición y las propiedades de las dispersiones coloidales
* Enumerar y explicar varias aplicaciones tecnológicas de los coloides

Preparación de sistemas coloidales

Los coloides se preparan produciendo partículas de dimensiones coloidales y distribuyendo estas partículas en un medio de dispersión. Las partículas de tamaño coloidal se forman mediante dos métodos:

Jabones y detergentes

Los pioneros fabricaban el jabón hirviendo las grasas con una solución fuertemente básica obtenida por lixiviación de carbonato de potasio, K2CO3, a partir de cenizas de madera con agua caliente. Las grasas animales contienen poliésteres de ácidos grasos (ácidos carboxílicos de cadena larga). Cuando las grasas animales se tratan con una base como el carbonato de potasio o el hidróxido de sodio, se forma glicerol y sales de ácidos grasos como el palmítico, el oleico y el esteárico. Las sales de los ácidos grasos se llaman *jabones*. La sal sódica del ácido esteárico, el estearato de sodio, tiene la fórmula C17H35CO2Na y contiene una cadena de hidrocarburo no polar sin carga, la unidad C17H35—, y un grupo carboxilato iónico, la unidad —${\text{CO}}_{2}{}^{\text{–}}$ ([link]).

Propiedades eléctricas de las partículas coloidales

Las partículas coloidales dispersas suelen estar cargadas eléctricamente. Una partícula coloidal de hidróxido de hierro(III), por ejemplo, no contiene suficientes iones de hidróxido para compensar exactamente las cargas positivas de los iones de hierro(III). Así, cada partícula coloidal individual tiene una carga positiva y la dispersión coloidal está formada por partículas coloidales cargadas y algunos iones de hidróxido libres que mantienen la dispersión eléctricamente neutra. La mayoría de los coloides de hidróxido metálico tienen cargas positivas, mientras que la mayoría de los metales y sulfuros metálicos forman dispersiones con carga negativa. Todas las partículas coloidales de cualquier sistema tienen cargas del mismo signo. Esto ayuda a mantenerlas dispersas porque las partículas que contienen cargas similares se repelen entre sí.

Geles

Los postres de gelatina, como Jell-O, son un tipo de coloide ([link]). La gelatina cuaja al enfriarse porque la mezcla acuosa caliente de gelatina se coagula al enfriarse, lo que produce un cuerpo extremadamente viscoso conocido como gel. Un gel es una dispersión coloidal de una fase líquida en una fase sólida. Parece que las fibras del medio de dispersión forman una red tridimensional compleja, cuyos intersticios están llenos del medio líquido o de una solución diluida del medio de dispersión.

Cinética

Introducción

Abstract:
* Tasas de reacciones químicas
* Factores que afectan las tasas de reacción
* Leyes de velocidad
* Leyes de tasas integradas
* Teoría de colisiones
* Mecanismos de reacción
* Catálisis

Tasas de reacciones químicas

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir la tasa de la reacción química
* Deducir las expresiones de velocidad a partir de la ecuación balanceada de una reacción química dada
* Calcular la tasa de reacción a partir de datos experimentales

Velocidades de reacción relativas

La tasa o velocidad de una reacción puede expresarse como el cambio en la concentración de cualquier reactivo o producto. Para cualquier reacción, estas expresiones de velocidad están relacionadas de forma sencilla entre sí según la estequiometría de la reacción. La tasa de la reacción general

Factores que afectan las tasas de reacción

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir los efectos de la naturaleza química, el estado físico, la temperatura, la concentración y la catálisis sobre las velocidades de reacción

La naturaleza química de las sustancias que reaccionan

La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de las sustancias participantes. Reacciones que parecen similares pueden tener velocidades diferentes en las mismas condiciones, dependiendo de la identidad de los reactivos. Por ejemplo, cuando se exponen al aire trozos pequeños de los metales hierro y sodio, el sodio reacciona completamente con el aire durante la noche, mientras que el hierro apenas se ve afectado. Los metales activos calcio y sodio reaccionan con el agua para formar gas hidrógeno y una base. Sin embargo, el calcio reacciona a una velocidad moderada, mientras que el sodio lo hace tan rápidamente que la reacción es casi explosiva.

Estados físicos de los reactivos

Una reacción química entre dos o más sustancias requiere un contacto íntimo entre los reactivos. Cuando los reactivos se encuentran en diferentes estados físicos, o fases (sólido, líquido, gaseoso, disuelto), la reacción tiene lugar solo en la interfaz entre las fases. Consideremos la reacción heterogénea entre una fase sólida y una fase líquida o gaseosa. En comparación con la velocidad de reacción de las partículas sólidas grandes, la velocidad de las partículas más pequeñas será mayor porque el área superficial en contacto con la otra fase reactiva es mayor. Por ejemplo, los trozos grandes de hierro reaccionan más lentamente con los ácidos que con el polvo de hierro dividido finamente ([link]). Los trozos grandes de madera arden, los trozos más pequeños arden rápidamente y el serrín arde de forma explosiva.

Temperatura de los reactivos

Las reacciones químicas suelen ser más rápidas a mayor temperatura. Los alimentos pueden estropearse rápidamente si se dejan en la encimera de la cocina. Sin embargo, la menor temperatura del interior de un refrigerador ralentiza ese proceso, de modo que los mismos alimentos se mantienen frescos durante días. En el laboratorio se utilizan a menudo quemadores de gas, placas calientes y hornos para aumentar la velocidad de las reacciones que proceden lentamente a temperaturas ordinarias. En muchos procesos químicos, la velocidad de reacción se duplica aproximadamente cuando se aumenta la temperatura a 10 °C.

Concentraciones de los reactivos

La velocidad de muchas reacciones depende de las concentraciones de los reactivos. Las velocidades suelen aumentar cuando se incrementa la concentración de uno o varios de los reactivos. Por ejemplo, el carbonato de calcio (CaCO3) se deteriora como resultado de su reacción con el contaminante dióxido de azufre. La velocidad de esta reacción depende de la cantidad de dióxido de azufre en el aire ([link]). El dióxido de azufre, un óxido ácido, se combina con el vapor de agua del aire para producir ácido sulfuroso en la siguiente reacción:

Presencia de un catalizador

Las soluciones acuosas relativamente diluidas de peróxido de hidrógeno, H2O2, se utilizan habitualmente como antisépticos tópicos. El peróxido de hidrógeno se descompone para producir agua y oxígeno gaseoso según la ecuación:

Leyes de velocidad

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar la forma y la función de una ley de velocidad
* Utilizar las leyes de velocidad para calcular las velocidades de reacción
* Utilizar los datos de velocidad y concentración para identificar los órdenes de reacción y deducir las leyes de velocidad

Unidades de orden de reacción y de constante de velocidad

En algunos de nuestros ejemplos, los órdenes de reacción en la ley de velocidad resultan ser los mismos que los coeficientes en la ecuación química de la reacción. Esto es una mera coincidencia y muy a menudo no es el caso.

Leyes de tasas integradas

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar la forma y la función de una ley de tasas integradas
* Realizar cálculos de leyes de velocidad integradas para reacciones de orden cero, de primer y segundo orden
* Definir la semivida y realizar los cálculos correspondientes
* Identificar el orden de una reacción a partir de los datos de concentración/tiempo

Reacciones de primer orden

La integración de la ley de velocidad para una reacción simple de primer orden (velocidad = *k*[*A*]) da como resultado una ecuación que describe cómo varía la concentración del reactivo con el tiempo:

Reacciones de segundo orden

Las ecuaciones que relacionan las concentraciones de los reactivos y la constante de velocidad de las reacciones de segundo orden pueden ser bastante complicadas. Para ilustrar este punto con la mínima complejidad, solo se describirán aquí las reacciones de segundo orden más simples, es decir, aquellas cuyas velocidades dependen de la concentración de un solo reactivo. Para este tipo de reacciones, la ley diferencial de velocidad se escribe como

Reacciones de orden cero

Para las reacciones de orden cero, la ley diferencial de velocidad es:

La semivida de una reacción

La semivida de una reacción (*t*1/2) es el tiempo necesario para que se consuma la mitad de una cantidad determinada de reactivo. En cada semivida sucesiva se consume la mitad de la concentración restante del reactivo. Utilizando la descomposición del peróxido de hidrógeno ([link]) como ejemplo, encontramos que durante la primera semivida (de 0,00 horas a 6,00 horas), la concentración de H2O2 disminuye de 1,000 *M* a 0,500 *M*. Durante la segunda semivida (de 6,00 horas a 12,00 horas), disminuye de 0,500 *M* a 0,250 *M*; durante la tercera semivida, disminuye de 0,250 *M* a 0,125 *M*. La concentración de H2O2 disminuye a la mitad durante cada periodo sucesivo de 6,00 horas. La descomposición del peróxido de hidrógeno es una reacción de primer orden y, como puede demostrarse, la semivida de una reacción de primer orden es independiente de la concentración del reactivo. Sin embargo, las semividas de las reacciones con otros órdenes dependen de las concentraciones de los reactivos.

Teoría de colisiones

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Utilizar los postulados de la teoría de colisiones para explicar los efectos del estado físico, la temperatura y la concentración en las velocidades de reacción
* Definir los conceptos de energía de activación y estado de transición
* Utilizar la ecuación de Arrhenius en los cálculos que relacionan las constantes de velocidad con la temperatura

Energía de activación y ecuación de Arrhenius

La energía mínima necesaria para formar un producto durante una colisión entre reactivos se denomina energía de activación (*E*a). La comparación de esta energía con la energía cinética proporcionada por las moléculas reaccionantes en colisión es un factor primordial que afecta a la velocidad de una reacción química. Si la energía de activación es mucho mayor que la energía cinética media de las moléculas, la reacción se producirá lentamente, ya que solo unas pocas moléculas que se mueven rápidamente tendrán suficiente energía para reaccionar. Si la energía de activación es mucho menor que la energía cinética media de las moléculas, una gran fracción de moléculas tendrá la energía adecuada y la reacción procederá rápidamente.

Mecanismos de reacción

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Distinguir las reacciones netas de las reacciones elementales (pasos)
* Identificar la molecularidad de las reacciones elementales
* Escribir una ecuación química balanceada para un proceso dado su mecanismo de reacción
* Deducir la ley de velocidad consistente con un mecanismo de reacción dado

Reacciones elementales unimoleculares

La molecularidad de una reacción elemental es el número de especies de reactivos (átomos, moléculas o iones). Por ejemplo, una reacción unimolecular implica la reacción de una *sola* especie de reactivo para producir una o más moléculas de producto:

Reacciones elementales bimoleculares

Una reacción bimolecular implica dos especies de reactivos, por ejemplo:

Reacciones elementales termoleculares

Una reacción elemental termolecular implica la colisión simultánea de tres átomos, moléculas o iones. Las reacciones elementales termoleculares son poco comunes porque la probabilidad de que tres partículas colisionen simultáneamente es inferior a una milésima parte de la probabilidad de que dos partículas colisionen. Sin embargo, existen algunas reacciones elementales termoleculares establecidas. La reacción del óxido nítrico con el oxígeno parece implicar pasos termoleculares:

Relacionar los mecanismos de reacción con las leyes de velocidad

A menudo ocurre que un paso en un mecanismo de reacción de varios pasos es significativamente más lento que los demás. Dado que una reacción no puede avanzar más rápido que su paso más lento, este paso limitará la velocidad a la que se produce la reacción global. Por lo tanto, el paso más lento se denomina paso limitante de la velocidad (o paso determinante de la velocidad) de la reacción [link].

Catálisis

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar la función de un catalizador en términos de mecanismos de reacción y diagramas de energía potencial
* Enumerar ejemplos de catálisis en procesos naturales e industriales

Catalizadores homogéneos

Un catalizador homogéneo está presente en la misma fase que los reactivos. Interactúa con un reactivo para formar una sustancia intermedia, que luego se descompone o reacciona con otro reactivo en uno o más pasos para regenerar el catalizador original y formar el producto.

Catalizadores heterogéneos

Un catalizador heterogéneo es un catalizador que está presente en una fase diferente (normalmente un sólido) a la de los reactivos. Estos catalizadores suelen funcionar proporcionando una superficie activa sobre la que puede producirse una reacción. Las reacciones en fase gaseosa y líquida catalizadas por catalizadores heterogéneos se producen en la superficie del catalizador y no en la fase gaseosa o líquida.

Conceptos fundamentales del equilibrio

Introducción

Abstract:
* Equilibrio químico
* Constantes de equilibrio
* Desplazamiento de equilibrios: principio de Le Châtelier
* Cálculos de equilibrio

Equilibrio químico

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la naturaleza de los sistemas de equilibrio
* Explicar la naturaleza dinámica de un equilibrio químico

Constantes de equilibrio

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Deducir cocientes de reacción a partir de ecuaciones químicas que representen reacciones homogéneas y heterogéneas
* Calcular los valores de los cocientes de reacción y las constantes de equilibrio utilizando las concentraciones y las presiones
* Relacionar la magnitud de una constante de equilibrio con las propiedades del sistema químico

Equilibrios homogéneos

Un equilibrio homogéneo es aquel en el que todos los reactivos y productos (y los catalizadores, si los hay) están presentes en la misma fase. Según esta definición, los equilibrios homogéneos tienen lugar en las *soluciones*. Estas soluciones suelen ser fases líquidas o gaseosas, como muestran los siguientes ejemplos:

Equilibrios heterogéneos

Un equilibrio heterogéneo implica reactivos y productos en dos o más fases diferentes, como se ilustra en los siguientes ejemplos:

Equilibrios acoplados

Los sistemas de equilibrio analizados hasta ahora han sido todos relativamente sencillos, con reacciones reversibles únicas. Muchos sistemas, sin embargo, implican dos o más reacciones de equilibrio *acopladas*, las que tienen en común una o más especies de reactivos o productos. Dado que la ley de acción de masas permite una derivación directa de las expresiones de la constante de equilibrio a partir de las ecuaciones químicas balanceadas, el valor de K para un sistema que implica equilibrios acoplados puede relacionarse con los valores de K de las reacciones individuales. En este enfoque hay tres manipulaciones básicas, que se describen a continuación.

Desplazamiento de equilibrios: principio de Le Châtelier

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir las formas en que un sistema de equilibrio puede sufrir perturbaciones
* Predecir la respuesta de un equilibrio perturbado utilizando el principio de Le Châtelier

Efecto de un cambio de concentración

Si un sistema de equilibrio se somete a un cambio en la concentración de una especie de reactivo o producto, la velocidad de la reacción directa o inversa cambiará. Como ejemplo, consideremos la reacción en equilibrio

Efecto de un cambio de temperatura

De acuerdo con la ley de acción de masas, un equilibrio sometido a una perturbación por un cambio en la concentración se desplazará para restablecer el equilibrio sin ningún cambio en el valor de la constante de equilibrio, *K*. Sin embargo, cuando un equilibrio se desplaza en respuesta a un cambio de temperatura, se restablece con una composición relativa diferente que presenta un valor diferente para la constante de equilibrio.

Efecto de un catalizador

El capítulo de cinética de este texto identifica un *catalizador* como una sustancia que permite que una reacción proceda a través de un mecanismo diferente con una velocidad acelerada. El mecanismo de la reacción catalizada implica un estado de transición de menor energía que la reacción no catalizada, lo que resulta en una energía de activación menor, *Ea*, y una constante de velocidad correspondientemente mayor.

Cálculos de equilibrio

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Identificar los cambios de concentración o presión que se producen para las especies químicas en los sistemas de equilibrio
* Calcular las concentraciones o presiones de equilibrio y las constantes de equilibrio, utilizando diversos enfoques algebraicos

Cálculo de una constante de equilibrio

La constante de equilibrio de una reacción se calcula a partir de las concentraciones (o presiones) de equilibrio de sus reactivos y productos. Si se conocen estas concentraciones, el cálculo consiste simplemente en su sustitución en la expresión K, como se ha ilustrado en el [link]. A continuación se ofrece un ejemplo un poco más difícil, en el que se utiliza la estequiometría de la reacción para deducir las concentraciones de equilibrio a partir de la información proporcionada. La estrategia básica de este cálculo es útil para muchos tipos de cálculos de equilibrio y se basa en el uso de términos para las concentraciones de reactivo y producto presentes *inicialmente*, para cómo *cambian* a medida que la reacción avanza, y para lo que son cuando el sistema alcanza el *equilibrio*. El acrónimo ICE se utiliza comúnmente para referirse a este enfoque matemático, y los términos de las concentraciones se suelen reunir en un formato tabular llamado tabla ICE.

Cálculo de una concentración de equilibrio faltante

Cuando se proporciona la constante de equilibrio y todas las concentraciones de equilibrio menos una, se pueden calcular las otras concentraciones de equilibrio. En el siguiente ejercicio de ejemplo se ilustra un cálculo de este tipo.

Cálculo de las concentraciones de equilibrio a partir de las concentraciones iniciales

Quizás el tipo de cálculo de equilibrio más complicado puede ser aquel en el que las concentraciones de equilibrio se derivan de las concentraciones iniciales y de una constante de equilibrio. Para estos cálculos, suele ser útil un enfoque de cuatro pasos:

Equilibrios ácido-base

Introducción

Abstract:
* Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
* pH y pOH
* Fuerza relativa de los ácidos y las bases
* Hidrólisis de soluciones salinas
* Ácidos polipróticos
* Tampones
* Valoraciones ácido-base

Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Identificar los ácidos, las bases y los pares ácido-base conjugados según la definición de Brønsted-Lowry
* Escribir ecuaciones para reacciones de ionización de ácidos y bases
* Utilizar la constante de producto iónico del agua para calcular las concentraciones de iones de hidronio e hidróxido
* Describir el comportamiento ácido-base de las sustancias anfipróticas

pH y pOH

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar la caracterización de las soluciones acuosas como ácidas, básicas o neutras
* Expresar las concentraciones de iones de hidronio e hidróxido en las escalas de pH y pOH
* Realizar cálculos que relacionen el pH y el pOH

Fuerza relativa de los ácidos y las bases

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Evaluar las fuerzas relativas de los ácidos y las bases según sus constantes de ionización
* Racionalizar las tendencias de la fuerza ácido-base en relación con la estructura molecular
* Realizar cálculos de equilibrio para sistemas ácido-base débiles

Constantes de ionización de ácidos y bases

La fuerza relativa de un ácido o de una base es la medida en que se ioniza cuando se disuelve en agua. Si la reacción de ionización es esencialmente completa, el ácido o la base se denomina *fuerte*; si se produce relativamente poca ionización, el ácido o la base es débil. Como se verá a lo largo de este capítulo, hay muchos más ácidos y bases débiles que fuertes. Los ácidos y las bases fuertes más comunes se enumeran en la [link].

Fuerza relativa de los pares ácido-base conjugados

La química ácido-base de Brønsted-Lowry consiste en la transferencia de protones; así, la lógica sugiere una relación entre las fuerzas relativas de los pares ácido-base conjugados. La fuerza de un ácido o una base se cuantifica en su constante de ionización, *K*a o *K*b, que representa el alcance de la reacción de ionización del ácido o la base. Para el par ácido-base conjugado HA/A−, las ecuaciones de equilibrio de ionización y las expresiones de la constante de ionización son

Cálculos de equilibrio ácido-base

El capítulo sobre los equilibrios químicos introdujo varios tipos de cálculos de equilibrio y las diversas estrategias matemáticas que son útiles para realizarlos. Estas estrategias son generalmente útiles para los sistemas de equilibrio independientemente de la clase de reacción química, por lo que pueden aplicarse eficazmente a los problemas de equilibrio ácido-base. Esta sección presenta varios ejercicios de ejemplo que implican cálculos de equilibrio para sistemas ácido-base.

Efecto de la estructura molecular en la resistencia ácido-base

Ácidos y bases ternarios

Los compuestos ternarios formados por hidrógeno, oxígeno y algún tercer elemento ("E") pueden estructurarse como se muestra en la siguiente imagen. En estos compuestos, el átomo central de E tiene un enlace con uno o más átomos de O, y al menos uno de los átomos de O tiene también un enlace con a un átomo de H, lo que corresponde a la fórmula molecular general OmE(OH)n. Estos compuestos pueden ser ácidos, básicos o anfóteros en función de las propiedades del átomo central E. Algunos ejemplos de estos compuestos son el ácido sulfúrico, O2S(OH)2, el ácido sulfuroso, OS(OH)2, el ácido nítrico, O2NOH, el ácido perclórico, O3ClOH, el hidróxido de aluminio, Al(OH)3, el hidróxido de calcio, Ca(OH)2, y el hidróxido de potasio, KOH:

Hidrólisis de sales

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Predecir si una solución salina será ácida, básica o neutra
* Calcular las concentraciones de las distintas especies en una solución salina
* Describir la ionización ácida de los iones metálicos hidratados

Sales con iones ácidos

Las sales son compuestos iónicos formados por cationes y aniones, cualquiera de los cuales puede sufrir una reacción de ionización ácida o básica con el agua. Por lo tanto, las soluciones salinas acuosas pueden ser ácidas, básicas o neutras, dependiendo de la fuerza ácido-base relativa de los iones constituyentes de la sal. Por ejemplo, al disolver el cloruro de amonio en agua se produce su disociación, descrita por la ecuación

Sales con iones básicos

Otro ejemplo es la disolución de acetato de sodio en agua:

Sales con iones ácidos y básicos

Algunas sales están compuestas por iones ácidos y básicos, por lo que el pH de sus soluciones dependerá de la fuerza relativa de estas dos especies. Así mismo, algunas sales contienen un único ion que es anfiprótico, por lo que las fuerzas relativas del carácter ácido y básico de este ion determinarán su efecto sobre el pH de la solución. Para ambos tipos de sales, la comparación de los valores *K*a y *K*b permite predecir el estado ácido-base de la solución, como se ilustra en el siguiente ejercicio de ejemplo.

La ionización de los iones metálicos hidratados

A diferencia de los iones metálicos del grupo 1 y 2 de los ejemplos anteriores (Na+, Ca2+, etc.), algunos iones metálicos funcionan como ácidos en soluciones acuosas. Estos iones no solo son solvatados libremente por las moléculas de agua cuando se disuelven, sino que están unidos covalentemente a un número fijo de moléculas de agua para producir un ion complejo (vea el capítulo sobre química de coordinación). Como ejemplo, la disolución del nitrato de aluminio en agua se representa típicamente como

Ácidos polipróticos

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Ampliar los conceptos de equilibrio previamente introducidos a los ácidos y bases que pueden donar o aceptar más de un protón

Tampones

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la composición y la función de los tampones ácido-base
* Calcular el pH de un tampón antes y después de la adición de un ácido o una base

Cómo funcionan los tampones

Para ilustrar la función de una solución tampón, considere una mezcla de cantidades aproximadamente iguales de ácido acético y acetato de sodio. La presencia de un par ácido-base débil conjugado en la solución imparte la capacidad de neutralizar cantidades modestas de ácido o base fuerte añadida. Por ejemplo, una base fuerte añadida a esta solución neutralizará el ion de hidronio, haciendo que el equilibrio de ionización del ácido acético se desplace hacia la derecha y genere cantidades adicionales de la base conjugada débil (ion de acetato):

Capacidad tampón

Las soluciones tampón no tienen una capacidad ilimitada para mantener el pH relativamente constante ([link]). En cambio, la capacidad de una solución tampón para resistir los cambios de pH depende de la presencia de cantidades apreciables de su par ácido-base débil conjugado. Cuando se añade una cantidad suficiente de ácido o base fuerte para reducir sustancialmente la concentración de cualquiera de los miembros del par tampón, la acción tampón dentro de la solución se ve comprometida.

Selección de mezclas tampón adecuadas

Hay dos reglas útiles para seleccionar las mezclas tampones:

La ecuación Henderson-Hasselbalch

La expresión de la constante de ionización para una solución de un ácido débil puede escribirse como:

Valoraciones ácido-base

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Interpretar las curvas de titulación de los sistemas ácido-base fuertes y débiles
* Calcular el pH de la muestra en etapas importantes de una titulación
* Explicar la función de los indicadores ácido-base

Curvas de titulación

Una curva de titulación es un gráfico de alguna propiedad de la solución versus la cantidad de titulante añadido. En el caso de las titulaciones ácido-base, el pH de la solución es una propiedad útil de controlar porque varía de forma predecible con la composición de la solución y, por tanto, se puede utilizar para controlar el progreso de la titulación y detectar su punto final. El siguiente ejercicio de ejemplo demuestra el cálculo del pH para una solución de titulación después de las adiciones de varios volúmenes especificados de titulante. El primer ejemplo consiste en una titulación de un ácido fuerte que solo requiere cálculos estequiométricos para deducir el pH de la solución. El segundo ejemplo aborda una titulación de un ácido débil que requiere cálculos de equilibrio.

Indicadores ácido-base

Algunas sustancias orgánicas cambian de color en solución diluida cuando la concentración de iones de hidronio alcanza un valor determinado. Por ejemplo, la fenolftaleína es una sustancia incolora en cualquier solución acuosa con una concentración de iones de hidronio superior a 5,0 $×$ 10−9 *M* (pH < 8,3). En soluciones más básicas donde la concentración de iones de hidronio es inferior a 5,0 $×$ 10−9 *M* (pH > 8,3), es de color rojo o rosa. Las sustancias como la fenolftaleína, que pueden utilizarse para determinar el pH de una solución, se denominan indicadores ácido-base. Los indicadores ácido-base son ácidos orgánicos débiles o bases orgánicas débiles.

Equilibrios de otras clases de reacción

Introducción

Abstract:
* Precipitación y disolución
* Ácidos y Bases de Lewis
* Equilibrios múltiples

Precipitación y disolución

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Escribir ecuaciones químicas y expresiones de equilibrio que representen los equilibrios de solubilidad
* Realizar cálculos de equilibrio que impliquen solubilidad, expresiones de equilibrio y concentraciones de solutos

El producto de solubilidad

Recordemos que en el capítulo sobre las soluciones, la solubilidad de una sustancia puede variar desde esencialmente cero (*insoluble* o *poco soluble*) hasta el infinito (*miscible*). Un soluto con solubilidad finita puede dar producir una solución *saturada* cuando se añade a un solvente en una cantidad que excede su solubilidad, lo que produce a una mezcla heterogénea de la solución saturada y el exceso de soluto no disuelto. Por ejemplo, una solución saturada de cloruro de plata es aquella en la que se ha establecido el equilibrio que se muestra a continuación.

*K*sp y solubilidad

La *K*sp de un compuesto iónico poco soluble puede relacionarse simplemente con su solubilidad medida siempre que el proceso de disolución implique solo disociación y solvatación, por ejemplo:

Predicción de las precipitaciones

La ecuación que describe el equilibrio entre el carbonato de calcio sólido y sus iones solvatados es:

Efecto del ion común

En comparación con el agua pura, la solubilidad de un compuesto iónico es menor en las soluciones acuosas que contienen un *ion común* (uno producido también por la disolución del compuesto iónico). Este es un ejemplo de un fenómeno conocido como **efecto del ion común**, que es una consecuencia de la ley de acción de masas que puede explicarse utilizando el principio de Le Châtelier. Consideremos la disolución del yoduro de plata:

Ácidos y Bases de Lewis

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar el modelo de Lewis de la química ácido-base
* Escribir ecuaciones para la formación de aductos e iones complejos
* Realizar cálculos de equilibrio con constantes de formación

Equilibrios acoplados

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir ejemplos de sistemas que implican dos (o más) equilibrios químicos acoplados
* Calcular las concentraciones de reactivos y productos para sistemas de equilibrio acoplados

Termodinámica

Introducción

Abstract:
* Espontaneidad
* Entropía
* La segunda y la tercera ley de la termodinámica
* Energía libre

Espontaneidad

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Distinguir entre procesos espontáneos y no espontáneos
* Describir la dispersión de la materia y la energía que acompaña a ciertos procesos espontáneos

Dispersión de la materia y la energía

Ampliando la discusión de los conceptos termodinámicos hacia el objetivo de predecir la espontaneidad, consideremos ahora un sistema aislado que consiste en dos matraces conectados con una válvula cerrada. Inicialmente hay un gas ideal en un matraz y el otro matraz está vacío (*P* = 0). ([link]). Cuando se abre la válvula, el gas se expande espontáneamente para llenar ambos matraces por igual. Recordando la definición de trabajo presión-volumen del capítulo de termoquímica, observe que no se ha realizado ningún trabajo porque la presión en el vacío es cero.

Entropía

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir la entropía
* Explicar la relación entre la entropía y el número de microestados
* Predecir el signo del cambio de entropía para los procesos químicos y físicos

Entropía y microestados

Tras los trabajos de Carnot y Clausius, Ludwig Boltzmann desarrolló un modelo estadístico a escala molecular que relacionaba la entropía de un sistema con el *número de microestados* (*W*) posibles para el sistema. Un microestado es una configuración específica de todas las localizaciones y energías de los átomos o moléculas que componen un sistema. La relación entre la entropía de un sistema y el número de microestados posibles es

Predicción del signo de Δ*S*

Las relaciones entre la entropía, los microestados y la dispersión de materia / energía descritas anteriormente nos permiten hacer generalizaciones sobre las entropías relativas de las sustancias y predecir el signo de los cambios de entropía para los procesos químicos y físicos. Considere los cambios de fase ilustrados en la [link]. En la fase sólida, los átomos o las moléculas están restringidos a posiciones casi fijas entre sí y solo son capaces de oscilar modestamente en torno a estas posiciones. Con ubicaciones esencialmente fijas para las partículas componentes del sistema, el número de microestados es relativamente pequeño. En la fase líquida, los átomos o moléculas son libres de moverse por encima y alrededor de los demás, aunque permanecen relativamente cerca unos de otros. Esta mayor libertad de movimiento se traduce en una mayor variación de las posibles ubicaciones de las partículas, por lo que el número de microestados es correspondientemente mayor que en el caso del sólido. Como resultado, *S*líquido > *S*sólido y el proceso de conversión de una sustancia de sólido a líquido (fusión) se caracteriza por un aumento de la entropía, Δ*S* > 0. Bajo la misma lógica, el proceso recíproco (congelación) presenta una disminución de la entropía, Δ*S* < 0.

La segunda y la tercera ley de la termodinámica

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Enunciar y explicar la segunda y tercera ley de la termodinámica
* Calcular los cambios de entropía para las transiciones de fase y las reacciones químicas en condiciones estándar

La segunda ley de la termodinámica

En la búsqueda de una propiedad que pueda predecir de forma fiable la espontaneidad de un proceso, se ha identificado un candidato prometedor: la entropía. Los procesos que implican un aumento de la entropía *del sistema* (Δ*S* > 0) suelen ser espontáneos; sin embargo, abundan los ejemplos de lo contrario. Si ampliamos la consideración de los cambios de entropía para incluir *el entorno*, podemos llegar a una conclusión significativa sobre la relación entre esta propiedad y la espontaneidad. En los modelos termodinámicos, el sistema (System, sys) y el entorno (Surroundings, surr) lo componen todo, es decir, el universo (Universe, univ), por lo que lo siguiente es cierto:

La tercera ley de la termodinámica

En el apartado anterior se han descrito las distintas contribuciones de la dispersión de materia y energía que contribuyen a la entropía de un sistema. Teniendo en cuenta estas contribuciones, consideremos la entropía de un sólido puro, perfectamente cristalino y sin energía cinética (es decir, a una temperatura de cero absoluto, 0 K). Este sistema puede describirse mediante un único microestado, ya que su pureza, su perfecta cristalinidad y su total ausencia de movimiento hacen que solo exista una ubicación posible para cada átomo o molécula idéntica que compone el cristal (*W* = 1). Según la ecuación de Boltzmann, la entropía de este sistema es cero.

Energía libre

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir la energía libre de Gibbs y describir su relación con la espontaneidad
* Calcular el cambio de energía libre de un proceso utilizando las energías libres de formación de sus reactivos y productos
* Calcular el cambio de energía libre de un proceso utilizando las entalpías de formación y las entropías de sus reactivos y productos
* Explicar cómo la temperatura afecta a la espontaneidad de algunos procesos
* Relacionar los cambios de energía libre estándar con las constantes de equilibrio

¿Qué tiene de "libre" el Δ*G*?

Además de indicar la espontaneidad, el cambio de energía libre también proporciona información sobre la cantidad de trabajo útil (*w*) que puede realizar un proceso espontáneo. Aunque un tratamiento riguroso de este tema está fuera del alcance de un texto de introducción a la química, una breve exposición es útil para obtener una mejor perspectiva de esta importante propiedad termodinámica.

Calcular el cambio de energía libre

La energía libre es una función de estado, por lo que su valor depende únicamente de las condiciones de los estados inicial y final del sistema. Un enfoque conveniente y común para el cálculo de los cambios de energía libre para las reacciones físicas y químicas es mediante el uso de compilaciones ampliamente disponibles de datos termodinámicos de estado estándar. Un método implica el uso de entalpías y entropías estándar para calcular los cambios de energía libre estándar, Δ*G*°, de acuerdo con la siguiente relación.

Cambios de energía libre para reacciones acopladas

El uso de las energías libres de formación para calcular los cambios de energía libre de las reacciones, como se ha descrito anteriormente, es posible porque Δ*G* es una función de estado, y el enfoque es análogo al uso de la Ley de Hess para calcular los cambios de entalpía (vea el capítulo sobre termoquímica). Consideremos como ejemplo la vaporización del agua:

Dependencia de la temperatura de la espontaneidad

Como se demostró anteriormente en la sección de este capítulo sobre la entropía, la espontaneidad de un proceso puede depender de la temperatura del sistema. Las transiciones de fase, por ejemplo, se producirán de forma espontánea en un sentido u otro en función de la temperatura de la sustancia en cuestión. Asimismo, algunas reacciones químicas también pueden presentar espontaneidades dependientes de la temperatura. Para ilustrar este concepto, se considera la ecuación que relaciona el cambio de energía libre con los cambios de entalpía y entropía del proceso:

Energía libre y equilibrio

El cambio de energía libre de un proceso puede considerarse como una medida de su fuerza impulsora. Un valor negativo de Δ*G* representa una fuerza impulsora para el proceso en la dirección de avance, mientras que un valor positivo representa una fuerza impulsora para el proceso en la dirección inversa. Cuando Δ*G* es cero, las fuerzas impulsoras hacia adelante y hacia atrás son iguales, y el proceso ocurre en ambas direcciones a la misma tasa (el sistema está en equilibrio).

Electroquímica

Introducción

Abstract:
* Balancear las reacciones de oxidación-reducción
* Celdas galvánicas
* Potenciales de reducción estándar
* La ecuación de Nernst
* Baterías y pilas de combustible
* Corrosión
* Electrólisis

Repaso de química redox

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir los rasgos definitorios de la química redox
* Identificar el oxidante y el reductor de una reacción redox
* Balancear las ecuaciones químicas de las reacciones redox utilizando el método de la semirreacción

Números de oxidación

Por definición, una reacción redox es aquella que conlleva cambios en el *número de oxidación* (o *estado de oxidación*) de uno o varios de los elementos implicados. El número de oxidación de un elemento en un compuesto es esencialmente una evaluación de cómo el entorno electrónico de sus átomos es diferente en comparación con los átomos del elemento puro. Según esta descripción, *el número de oxidación de un átomo de un elemento es igual a cero*. Para un átomo de un compuesto, *el número de oxidación es igual a la carga que tendría el átomo en el compuesto si este fuera iónico*. Según estas reglas, *la suma de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula es igual a la carga de la molécula*. Para ilustrar este formalismo, se considerarán ejemplos de las dos clases de compuestos, iónicos y covalentes.

Balancear las ecuaciones redox

La ecuación desbalanceada siguiente describe la descomposición del cloruro de sodio fundido:

Celdas galvánicas

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la función de una celda galvánica y sus componentes
* Utilizar la notación de celdas para simbolizar la composición y construcción de celdas galvánicas

Notación de celdas

La simbología abreviada se utiliza habitualmente para representar una celda galvánica proporcionando información esencial sobre su composición y estructura. Estas representaciones simbólicas se denominan notaciones de celdas o esquemas de celdas, y se escriben siguiendo unas cuantas pautas:

Potenciales del electrodo y de la celda

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir y relacionar las definiciones de los potenciales del electrodo y de la celda
* Interpretar los potenciales de los electrodos en términos de las fuerzas relativas del oxidante y del reductor
* Calcular los potenciales de las celdas y predecir la espontaneidad redox utilizando los potenciales de electrodos estándar

Interpretar los potenciales del electrodo y de la celda

Si pensamos detenidamente en las definiciones de los potenciales de la celda y del electrodo y en las observaciones del cambio redox espontáneo presentadas hasta ahora, se observa una relación significativa. En la sección anterior se describió la oxidación espontánea del cobre por iones de plata(I) acuosos, pero no se observó ninguna reacción con iones de plomo(II) acuosos. Los resultados de los cálculos en el [link] acaban de mostrar que *el proceso espontáneo se describe con un potencial de celda positivo* mientras que *el proceso no espontáneo presenta un potencial de celda negativo*. Y así, con respecto a la eficacia relativa ("fuerza") con la que los iones de Ag+ y Pb2+ acuosos oxidan el Cu en condiciones estándar, *el oxidante más fuerte es el que presenta el mayor potencial de electrodo estándar, E°*. Dado que, por convención, los potenciales de electrodo son para procesos de reducción, un valor mayor de *E°* corresponde a una mayor fuerza impulsora de la reducción de la especie (por lo tanto, una mayor eficacia de su acción como *agente oxidante* sobre alguna otra especie). Los valores negativos de los potenciales de electrodo son simplemente una consecuencia de asignar un valor de 0 V al SHE, lo que indica que el reactivo de la semirreacción es un oxidante más débil que los iones de hidrógeno acuosos.

Potencial, energía libre y equilibrio

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar las relaciones entre el potencial, el cambio de energía libre y las constantes de equilibrio
* Realizar cálculos que impliquen las relaciones entre los potenciales de celda, los cambios de energía libre y el equilibrio
* Utilizar la ecuación de Nernst para determinar los potenciales de celda en condiciones no estándar

E° y ΔG°

El cambio de energía libre estándar de un proceso, Δ*G*°, se definió en un capítulo anterior como el trabajo máximo que puede realizar un sistema, *w*máx. En el caso de una reacción redox que tiene lugar dentro de una celda galvánica en condiciones de estado estándar, esencialmente todo el trabajo está asociado a la transferencia de los electrones del reductor al oxidante, *w*elec:

E° y K

Combinando una relación derivada previamente entre ΔG° y K (vea el capítulo sobre termodinámica) y la ecuación anterior que relaciona ΔG° y *E*°celda se obtiene lo siguiente:

Potenciales en condiciones no estándar: la ecuación de Nernst

La mayoría de los procesos redox que interesan a la ciencia y a la sociedad no se producen en condiciones de estado estándar, por lo que los potenciales de estos sistemas en condiciones no estándar son una propiedad digna de atención. Una vez establecida la relación entre el potencial y el cambio de energía libre en esta sección, se puede utilizar para este propósito la relación previamente discutida entre el cambio de energía libre y la composición de la mezcla de reacción.

Baterías y pilas de combustible

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la electroquímica asociada a varias baterías comunes
* Distinguir el funcionamiento de una pila de combustible al de una batería

Baterías de un solo uso

Una batería primaria común es la pila seca, que utiliza una lata de zinc como contenedor y ánodo (terminal "-") y una varilla de grafito como cátodo (terminal "+"). La lata de Zn se llena con una pasta electrolítica que contiene óxido de manganeso(IV), cloruro de zinc(II), cloruro de amonio y agua. Una varilla de grafito se sumerge en la pasta electrolítica para completar la celda. La reacción de celda espontánea implica la oxidación del zinc:

Baterías recargables (secundarias)

Las baterías de níquel-cadmio, o NiCd, ([link]) están formadas por un cátodo niquelado, un ánodo cadmiado y un electrodo de hidróxido de potasio. Las placas positivas y negativas, a las que el separador impide el cortocircuito, se enrollan juntas y se introducen en la caja. Se trata de un diseño de "rollo de gelatina" que permite a la celda de NiCd suministrar mucha más corriente que una batería alcalina de tamaño similar. Las reacciones son

Pilas de combustible

Una pila de combustible es una celda galvánica que utiliza combustibles tradicionales, casi siempre hidrógeno o metano, que se introducen continuamente en la pila junto con un oxidante. (Un nombre alternativo, aunque no muy popular, para una pila de combustible es el de *batería de flujo*) Dentro de la pila, el combustible y el oxidante se someten a la misma química redox que cuando se produce la combustión, pero a través de una electroquímica catalizada que es significativamente más eficiente. Por ejemplo, una pila de combustible de hidrógeno típica utiliza electrodos de grafito incrustados con catalizadores a base de platino para acelerar las dos reacciones de la semicelda:

Corrosión

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Definir la corrosión
* Enumerar algunos de los métodos utilizados para prevenir o frenar la corrosión

Electrólisis

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir el proceso de electrólisis
* Comparar el funcionamiento de las celdas electrolíticas con el de las celdas galvánicas
* Realizar cálculos estequiométricos para procesos electrolíticos

La electrólisis del cloruro de sodio fundido

El sodio metálico, Na, y el cloro gaseoso, Cl2, se utilizan en numerosas aplicaciones, y su producción industrial se basa en la electrólisis a gran escala del cloruro de sodio fundido, NaCl(*l*). El proceso industrial suele utilizar una *celda de Downs* similar a la ilustración simplificada que se muestra en la [link]. Las reacciones asociadas a este proceso son:

La electrólisis del agua

El agua puede descomponerse electrolíticamente en una celda similar a la ilustrada en la [link]. Para mejorar la conductividad eléctrica sin introducir una especie redox diferente, se suele aumentar la concentración de ion de hidrógeno del agua mediante la adición de un ácido fuerte. Los procesos redox asociados a esta celda son

La electrólisis del cloruro de sodio acuoso

Cuando se electrolizan soluciones acuosas de compuestos iónicos, las semirreacciones anódica y catódica pueden implicar la electrólisis de especies de agua (H2O, H+, OH-) o de especies de soluto (los cationes y aniones del compuesto). Como ejemplo, la electrólisis del cloruro de sodio acuoso podría implicar cualquiera de estas dos reacciones anódicas:

Aspectos cuantitativos de la electrólisis

La corriente eléctrica se define como la velocidad de flujo de cualquier especie cargada. Lo más relevante para esta discusión es el flujo de electrones. La corriente se mide en una unidad compuesta llamada amperio, definida como un culombio por segundo (A = 1 C/s). La carga transferida, *Q*, por el paso de una corriente constante, *I*, durante un intervalo de tiempo determinado, *t*, viene dada entonces por el sencillo producto matemático

Metales representativos, metaloides y no metales

Introducción

Abstract:
* Periodicidad
* Incidencia y preparación de los metales representativos
* Estructura y propiedades generales de los metaloides
* Estructura y propiedades generales de los no metales
* Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
* Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
* Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
* Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
* Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
* Incidencia, preparación y propiedades del azufre
* Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
* Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles

Periodicidad

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Clasificar los elementos
* Hacer predicciones sobre las propiedades de periodicidad de los elementos representativos

Grupo 1: Los metales alcalinos

Los metales alcalinos litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio constituyen el grupo 1 de la tabla periódica. Aunque el hidrógeno está en el grupo 1 (y también en el grupo 17), es un no metal y merece una consideración aparte más adelante en este capítulo. El nombre de metal alcalino hace referencia al hecho de que estos metales y sus óxidos reaccionan con el agua para formar soluciones muy básicas (alcalinas).

Grupo 2: Los metales alcalinotérreos

Los metales alcalinotérreos (berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio) constituyen el grupo 2 de la tabla periódica. El nombre de metal alcalino proviene del hecho de que los óxidos de los miembros más pesados del grupo reaccionan con el agua para formar soluciones alcalinas. La carga nuclear aumenta al pasar del grupo 1 al grupo 2. Debido a este aumento de carga, los átomos de los metales alcalinotérreos son más pequeños y tienen primeras energías de ionización más altas que los metales alcalinos dentro del mismo periodo. La mayor energía de ionización hace que los metales alcalinotérreos sean menos reactivos que los metales alcalinos; sin embargo, siguen siendo elementos muy reactivos. Su reactividad aumenta, como era de esperar, con el aumento del tamaño y la disminución de la energía de ionización. En las reacciones químicas, estos metales pierden fácilmente ambos electrones de valencia para formar compuestos en los que presentan un estado de oxidación 2+. Debido a su alta reactividad, es habitual producir los metales alcalinotérreos, al igual que los metales alcalinos, por electrólisis. Aunque las energías de ionización son bajas, los dos metales con las energías de ionización más altas (berilio y magnesio) forman compuestos que presentan algunos caracteres covalentes. Al igual que los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos más pesados dan color a la llama. Como en el caso de los metales alcalinos, esto forma parte del espectro de emisión de estos elementos. El calcio y el estroncio producen tonos rojos, mientras que el bario produce un color verde.

Grupo 12

Los elementos del grupo 12 son elementos de transición; sin embargo, el último electrón añadido no es un electrón *d*, sino un electrón *s*. Dado que el último electrón añadido es un electrón *s*, estos elementos se califican como metales representativos, o metales de postransición. Los elementos del grupo 12 se comportan más como los metales alcalinotérreos que como los metales de transición. El grupo 12 contiene los cuatro elementos zinc, cadmio, mercurio y copernicio. Cada uno de estos elementos tiene dos electrones en su capa exterior(*ns*2). Cuando los átomos de estos metales forman cationes con carga 2+, en los que se pierden los dos electrones exteriores, tienen configuraciones electrónicas de gas pseudonoble. El mercurio es a veces una excepción porque también presenta un estado de oxidación de 1+ en compuestos que contienen un ion diatómico ${\text{Hg}}_{2}{}^{2+}$. Tanto en sus formas elementales como en sus compuestos, el cadmio y el mercurio son tóxicos.

Grupo 13

El grupo 13 contiene el metaloide boro y los metales aluminio, galio, indio y talio. El elemento más ligero, el boro, es semiconductor, y sus compuestos binarios tienden a ser covalentes y no iónicos. Los demás elementos del grupo son metales, pero sus óxidos e hidróxidos cambian de carácter. Los óxidos e hidróxidos de aluminio y galio presentan comportamientos tanto ácidos como básicos. Una sustancia, como estas dos, que reacciona tanto con ácidos como con bases es anfótera. Esta característica ilustra la combinación de comportamientos no metálicos y metálicos de estos dos elementos. Los óxidos e hidróxidos de indio y talio solo presentan un comportamiento básico, de acuerdo con el carácter claramente metálico de estos dos elementos. El punto de fusión del galio es inusualmente bajo (unos 30 °C) y se derrite en la mano.

Grupo 14

Los miembros metálicos del grupo 14 son el estaño, el plomo y el flerovio. El carbono es un no metal típico. Los demás elementos del grupo, el silicio y el germanio, son ejemplos de semimetales o metaloides. El estaño y el plomo forman los cationes divalentes estables, Sn2+ y Pb2+, con estados de oxidación dos niveles por debajo del estado de oxidación del grupo 4+. La estabilidad de este estado de oxidación es una consecuencia del efecto del par inerte. El estaño y el plomo también forman compuestos covalentes con un estado de oxidación formal 4+. Por ejemplo, el SnCl4 y el PbCl4 son líquidos covalentes de bajo punto de ebullición.

Grupo 15

El bismuto, el miembro más pesado del grupo 15, es un metal menos reactivo que los demás metales representativos. Cede fácilmente tres de sus cinco electrones de valencia a los no metales activos para formar el ion tripositivo de Bi3+. Forma compuestos con el estado de oxidación del grupo 5+ solo cuando se trata con agentes oxidantes fuertes. La estabilidad del estado de oxidación 3+ es otro ejemplo del efecto del par inerte.

Incidencia y preparación de los metales representativos

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Identificar las fuentes naturales de metales representativos
* Describir los procesos de reducción electrolítica y química utilizados para preparar estos elementos a partir de fuentes naturales

Electrólisis

Los iones de los metales de los grupos 1 y 2, junto con el aluminio, son muy difíciles de reducir; por lo tanto, es necesario preparar estos elementos por electrólisis, un proceso importante que se trata en el capítulo sobre electroquímica. En pocas palabras, la electrólisis consiste en utilizar la energía eléctrica para llevar a término las reacciones químicas desfavorables; es útil para aislar los metales reactivos en sus formas puras. El sodio, el aluminio y el magnesio son ejemplos típicos.

Reducción química

Es posible aislar muchos de los metales representativos por reducción química utilizando otros elementos como agentes reductores. En general, la reducción química es mucho menos costosa que la electrólisis, y por esta razón, la reducción química es el método de elección para el aislamiento de estos elementos. Por ejemplo, es posible producir potasio, rubidio y cesio por reducción química, ya que es posible reducir los cloruros fundidos de estos metales con sodio metálico. Esto puede ser sorprendente dado que estos metales son más reactivos que el sodio; sin embargo, los metales formados son más volátiles que el sodio y pueden ser destilados para su recogida. La eliminación del vapor de metal conduce a un cambio en el equilibrio para producir más metal (vea cómo las reacciones pueden ser impulsadas en las discusiones del principio de Le Châtelier en el capítulo sobre conceptos fundamentales del equilibrio).

Estructura y propiedades generales de los metaloides

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la preparación general, las propiedades y los usos de los metaloides
* Describir la preparación, las propiedades y los compuestos del boro y el silicio

Estructuras de los metaloides

El enlace covalente es la clave de las estructuras cristalinas de los metaloides. En este sentido, estos elementos se asemejan a los no metales en su comportamiento.

Presencia, preparación y compuestos de boro y silicio

El boro constituye menos del 0,001 % en peso de la corteza terrestre. En la naturaleza, solo se da en compuestos con oxígeno. El boro está ampliamente distribuido en las regiones volcánicas en forma de ácido bórico, B(OH)3, y en las regiones lacustres secas, incluidas las áreas desérticas de California, en forma de boratos y sales de oxiácidos de boro, como el bórax, Na2B4O7⋅10H2O.

Estructura y propiedades generales de los no metales

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la estructura y las propiedades de los no metales

Estructuras de los no metales

Las estructuras de los no metales difieren drásticamente de las de los metales. Los metales se cristalizan en conjuntos muy compactos que no contienen moléculas ni enlaces covalentes. Las estructuras no metálicas contienen enlaces covalentes y muchos no metales están formados por moléculas individuales. Los electrones en los no metales están localizados en enlaces covalentes, mientras que en un metal hay deslocalización de los electrones en todo el sólido.

Carbono

El carbono se presenta en estado no combinado (elemental) en muchas formas, como el diamante, el grafito, el carbón vegetal, el coque, el negro de carbón, el grafeno y el fullereno.

Fósforo

El nombre de *fósforo* proviene de las palabras griegas que significan *que trae la luz*. Cuando se aisló el fósforo por primera vez, los científicos observaron que brillaba en la oscuridad y ardía cuando se exponía al aire. El fósforo es el único miembro de su grupo que no se encuentra en estado puro en la naturaleza; existe en muchas formas alotrópicas. Consideraremos dos de esas formas: el fósforo blanco y el fósforo rojo.

Azufre

La alotropía del azufre es mucho mayor y más compleja que la de cualquier otro elemento. El azufre es el azufre al que se hace referencia en la Biblia y en otros lugares, y las referencias al azufre aparecen a lo largo de la historia, hasta el descubrimiento relativamente reciente de que es un componente de las atmósferas de Venus y de Io, una luna de Júpiter. El alótropo más común y estable del azufre es el azufre rómbico, amarillo, llamado así por la forma de sus cristales. El azufre rómbico es la forma a la que revierten todos los demás alótropos a temperatura ambiente. Los cristales de azufre rómbico se funden a 113 °C. Al enfriar este líquido se obtienen largas agujas de azufre monoclínico. Esta forma es estable desde los 96 °C hasta el punto de fusión, 119 °C. A temperatura ambiente, revierte gradualmente a la forma rómbica.

Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir las propiedades, la preparación y los compuestos del hidrógeno

Preparación del hidrógeno

El hidrógeno elemental debe prepararse a partir de los compuestos rompiendo los enlaces químicos. Los métodos más comunes para preparar el hidrógeno son los siguientes.

Reacciones

En condiciones normales, el hidrógeno es relativamente inactivo químicamente, pero cuando se calienta, entra en muchas reacciones químicas.

Compuestos de hidrógeno

Aparte de los gases nobles, cada uno de los no metales forma compuestos con el hidrógeno. Para ser breves, aquí solo hablaremos de algunos compuestos de hidrógeno de los no metales.

Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la preparación, propiedades y usos de algunos carbonatos metálicos representativos

Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir las propiedades, la preparación y los usos del nitrógeno

Incidencia, preparación y propiedades del fósforo

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir las propiedades, la preparación y los usos del fósforo

Compuestos de fósforo y oxígeno

El fósforo forma dos óxidos comunes, el óxido de fósforo(III) (o hexaóxido de tetrafósforo), P4O6, y el óxido de fósforo(V) (o decaóxido de tetrafósforo), P4O10, ambos mostrados en la [link]. El óxido de fósforo(III) es un sólido cristalino blanco con olor similar al ajo. Su vapor es muy venenoso. Se oxida lentamente en el aire y se inflama cuando se calienta a 70 °C, formando P4O10. El óxido de fósforo(III) se disuelve lentamente en agua fría para formar ácido fosforoso, H3PO3.

Compuestos de fósforo y halógenos

El fósforo reacciona directamente con los halógenos, formando trihaluros, PX3, y pentahaluros, PX5. Los trihaluros son mucho más estables que los correspondientes trihaluros de nitrógeno; los pentahaluros de nitrógeno no se forman debido a la incapacidad del nitrógeno para formar más de cuatro enlaces.

Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir las propiedades, la preparación y los compuestos del oxígeno
* Describir la preparación, propiedades y usos de algunos óxidos, peróxidos e hidróxidos metálicos representativos

Reacciones

El oxígeno elemental es un fuerte agente oxidante. Reacciona con la mayoría de los elementos y muchos compuestos.

Óxidos, peróxidos e hidróxidos

Los compuestos de los metales representativos con el oxígeno se dividen en tres categorías: (1) óxidos, que contienen iones de óxido, O2-; (2) peróxidos, que contienen iones de peróxido, ${\text{O}}_{2}{}^{2-},$ con enlaces simples covalentes oxígeno-oxígeno y un número muy limitado de superóxidos, que contienen iones de superóxido, ${\text{O}}_{2}{}^{\text{–}},$ con enlaces covalentes oxígeno-oxígeno que tienen un orden de enlace de $1{\rule{0.2em}{0ex}}\frac{1}{2},$ Además, hay (3) hidróxidos, que contienen iones de hidróxido, OH-. Todos los metales representativos forman óxidos. Algunos de los metales del grupo 2 también forman peróxidos, MO2, y los metales del grupo 1 también forman peróxidos, M2O2, y superóxidos, MO2.

Compuestos de oxígeno no metálicos

La mayoría de los no metales reaccionan con el oxígeno para formar óxidos no metálicos. Dependiendo de los estados de oxidación disponibles para el elemento, se pueden formar diversos óxidos. El flúor se combina con el oxígeno para formar fluoruros como OF2, donde el oxígeno tiene un estado de oxidación 2+.

Oxiácidos no metálicos y sus sales

Los óxidos no metálicos forman ácidos cuando se les deja reaccionar con agua; son anhídridos de ácido. Los oxianiones resultantes pueden formar sales con varios iones metálicos.

Oxiácidos y sales de nitrógeno

El pentaóxido de nitrógeno, N2O5, y el NO2 reaccionan con el agua para formar ácido nítrico, HNO3. Los alquimistas, ya en el siglo VIII, conocían el ácido nítrico (mostrado en la [link]) como *aqua fortis* (que significa "agua fuerte"). El ácido era útil en la separación del oro de la plata porque disuelve la plata pero no el oro. Después de las tormentas, aparecen en la atmósfera trazas de ácido nítrico y sus sales están ampliamente distribuidas en la naturaleza. Existen enormes depósitos de salitre de Chile, NaNO3, en la región desértica cercana a la frontera de Chile y Perú. El salitre de Bengala, KNO3, se encuentra en la India y en otros países del Extremo Oriente.

Oxiácidos y sales de fósforo

El ácido ortofosfórico puro, H3PO4 (mostrado en la [link]), forma cristales incoloros y delicuescentes que se funden a 42 °C. El nombre común de este compuesto es ácido fosfórico, y está disponible comercialmente como una solución viscosa al 82 % conocida como ácido fosfórico almibarado. Uno de los usos del ácido fosfórico es como aditivo de muchos refrescos.

Oxiácidos y sales de azufre

La preparación del ácido sulfúrico, H2SO4 (mostrado en la [link]), comienza con la oxidación del azufre a trióxido de azufre y luego la conversión del trióxido a ácido sulfúrico. El ácido sulfúrico puro es un líquido incoloro y aceitoso que se congela a 10,5 °C. Emite vapores cuando se calienta porque el ácido se descompone en agua y trióxido de azufre. El proceso de calentamiento hace que se pierda más trióxido de azufre que agua, hasta alcanzar una concentración del 98,33 % de ácido. El ácido de esta concentración hierve a 338 °C sin más cambios en la concentración (una solución de ebullición constante) y es el H2SO4 comercialmente concentrado. La cantidad de ácido sulfúrico utilizada en la industria supera la de cualquier otro compuesto manufacturado.

Oxiácidos halógenos y sus sales

Los compuestos HXO, HXO2, HXO3 y HXO4, donde X representa Cl, Br o I, son los ácidos hipohalos, halos, hálicos y perhálicos, respectivamente. Las fuerzas de estos ácidos aumentan desde los ácidos hipohalos, que son ácidos muy débiles, hasta los ácidos perhalos, que son muy fuertes. La [link] enumera los ácidos conocidos y, cuando se conocen, sus valores de pKa se indican entre paréntesis.

Incidencia, preparación y propiedades del azufre

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir las propiedades, la preparación y los usos del azufre

Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la preparación, las propiedades y los usos de los halógenos
* Describir las propiedades, la preparación y los usos de los compuestos halógenos

Incidencia y preparación

Todos los halógenos se encuentran en el agua de mar en forma de iones de haluro. La concentración del ion de cloruro es de 0,54 *M*; la de los demás haluros es inferior a 10-4 *M*. El flúor también se encuentra en minerales como el CaF2, el Ca(PO4)3F y el Na3AlF6. El cloruro también se encuentra en el Gran Lago Salado y el Mar Muerto, y en extensos lechos de sal que contienen NaCl, KCl o MgCl2. Parte del cloro de su cuerpo está presente en forma de ácido clorhídrico, que es un componente del ácido del estómago. Los compuestos de bromo se encuentran en el Mar Muerto y en las salmueras subterráneas. Los compuestos de yodo se encuentran en pequeñas cantidades en el salitre de Chile, las salmueras subterráneas y las algas marinas. El yodo es esencial para el funcionamiento de la glándula tiroides.

Propiedades de los halógenos

El flúor es un gas amarillo pálido, el cloro es un gas amarillo verdoso, el bromo es un líquido marrón rojizo intenso y el yodo es un sólido cristalino negro grisáceo. El bromo líquido tiene una alta presión de vapor, y el vapor rojizo es fácilmente visible en la [link]. Los cristales de yodo tienen una notable presión de vapor. Cuando se calientan suavemente, estos cristales se subliman y forman un hermoso vapor de color violeta intenso.

Haluros de los metales representativos

Se han preparado miles de sales de los metales representativos. Los haluros binarios son una importante subclase de sales. Una sal es un compuesto iónico formado por cationes y aniones, distintos de los iones de hidróxido u óxido. En general, es posible preparar estas sales a partir de los metales o de óxidos, hidróxidos o carbonatos. Ilustraremos los tipos generales de reacciones para preparar sales a través de las reacciones utilizadas para preparar haluros binarios.

Interhalógenos

Los compuestos formados por dos o más halógenos diferentes son interhalógenos. Las moléculas interhalógenas están formadas por un átomo del halógeno más pesado unido por enlaces simples a un número impar de átomos del halógeno más ligero. Las estructuras de IF3, IF5 e IF7 se ilustran en la [link]. Las fórmulas de otros interhalógenos, cada una de las cuales procede de la reacción de los respectivos halógenos, están en la [link].

Aplicaciones

El ion de flúor y los compuestos de flúor tienen muchos usos importantes. Los compuestos de carbono, hidrógeno y flúor están sustituyendo a los freones (compuestos de carbono, cloro y flúor) como refrigerantes. El teflón es un polímero compuesto por unidades de CF2CF2. El ion de fluoruro se añade a los suministros de agua y a algunos dentífricos como SnF2 o NaF para combatir la caries. El flúor convierte parcialmente los dientes de Ca5(PO4)3(OH) en Ca5(PO4)3F.

Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir las propiedades, la preparación y los usos de los gases nobles

Metales de transición y química de coordinación

Introducción

Abstract:
* Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
* Química de coordinación de los metales de transición
* Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación

Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos

Propiedades de los elementos de transición

Los metales de transición presentan una amplia gama de comportamientos químicos. Como se desprende de sus potenciales de reducción (vea el Apéndice H), algunos metales de transición son fuertes agentes reductores, mientras que otros tienen una reactividad muy baja. Por ejemplo, los lantánidos forman todos cationes acuosos estables 3+. La fuerza impulsora de estas oxidaciones es similar a la de los metales alcalinotérreos como el Be o el Mg, formando Be2+ y Mg2+. Por otro lado, materiales como el platino y el oro tienen potenciales de reducción mucho mayores. Su capacidad para resistir la oxidación los convierte en materiales útiles para la construcción de circuitos y joyas.

Preparación de los elementos de transición

Las antiguas civilizaciones conocían el hierro, el cobre, la plata y el oro. Los periodos de la historia de la humanidad conocidos como la Edad del Bronce y la Edad del Hierro marcan los avances en los que las sociedades aprendieron a aislar ciertos metales y a utilizarlos para fabricar herramientas y bienes. Los minerales naturales de cobre, plata y oro pueden contener altas concentraciones de estos metales en forma elemental ([link]). El hierro, en cambio, se presenta en la tierra casi exclusivamente en formas oxidadas, como el óxido (Fe2O3). Los primeros utensilios de hierro conocidos se fabricaron con meteoritos de hierro. Los artefactos de hierro que se conservan y que datan de aproximadamente 4000 a 2500 a.C. son escasos, pero todos los ejemplos conocidos contienen aleaciones específicas de hierro y níquel que solo se dan en objetos extraterrestres, no en la Tierra. Tuvieron que pasar miles de años de avances tecnológicos para que las civilizaciones desarrollaran la fundición del hierro, la capacidad de extraer un elemento puro de sus minerales naturales y para que las herramientas de hierro se convirtieran en algo común.

Aislamiento del hierro

La aplicación temprana del hierro a la fabricación de herramientas y armas fue posible gracias a la amplia distribución de los minerales de hierro y a la facilidad con la que los compuestos de hierro de las menas podían ser reducidos por el carbono. Durante mucho tiempo, el carbón vegetal fue la forma de carbón utilizada en el proceso de reducción. La producción y el uso del hierro se extendieron mucho más hacia 1620, cuando se introdujo el coque como agente reductor. El coque es una forma de carbón que se forma al calentar el carbón en ausencia de aire para eliminar las impurezas.

Aislamiento del cobre

Los minerales de cobre más importantes contienen sulfuros de cobre (como la covellita, CuS), aunque a veces se encuentran óxidos de cobre (como la tenorita, CuO) e hidroxicarbonatos de cobre [como la malaquita, Cu2(OH)2CO3]. En la producción de cobre metálico, el mineral sulfurado concentrado se tuesta para eliminar parte del azufre en forma de dióxido de azufre. La mezcla restante, compuesta por Cu2S, FeS, FeO, y SiO2, se mezcla con piedra caliza, que sirve de fundente (un material que ayuda a eliminar las impurezas), y se calienta. La escoria fundida se forma a medida que el hierro y la sílice se eliminan mediante reacciones ácido-base de Lewis:

Aislamiento de la plata

La plata se presenta a veces en grandes pepitas ([link]), pero con más frecuencia en vetas y depósitos relacionados. En una época, el bateo era un método eficaz para aislar las pepitas de plata y de oro. Debido a su baja reactividad, estos metales, y algunos otros, se presentan en depósitos en forma de pepitas. El descubrimiento del platino se debió a que los exploradores españoles en Centroamérica confundieron las pepitas de platino con la plata. Cuando el metal no está en forma de pepitas, suele ser útil emplear un proceso llamado hidrometalurgia para separar la plata de sus minerales. La hidrometalurgia consiste en separar un metal de una mezcla convirtiéndolo primero en iones solubles y luego extrayéndolo y reduciéndolo para precipitar el metal puro. En presencia de aire, los cánidos de metales alcalinos forman fácilmente el ion soluble de dicianoargentato(I), ${\left[\text{Ag}{\left(\text{CN}\right)}_{2}\right]}^{–},$ a partir de plata metálica o de compuestos que contienen plata, como el Ag2S y AgCl. Las ecuaciones representativas son:

Compuestos de metales de transición

El enlace en los compuestos simples de los elementos de transición va de iónico a covalente. En sus estados de oxidación inferiores, los elementos de transición forman compuestos iónicos; en sus estados de oxidación superiores, forman compuestos covalentes o iones poliatómicos. La variación de los estados de oxidación que presentan los elementos de transición confiere a estos compuestos una química de reducción-oxidación basada en los metales. A continuación se describe la química de varias clases de compuestos que contienen elementos de la serie de transición.

Química de coordinación de los metales de transición

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Enumerar los rasgos que definen los compuestos de coordinación.
* Describir las estructuras de los complejos que contienen ligandos monodentados y polidentados.
* Utilizar las reglas básicas de nomenclatura para designar los compuestos de coordinación.
* Explicar y dar ejemplos de isomería geométrica y óptica.
* Identificar varios casos naturales y tecnológicos de compuestos de coordinación.

La designación de los complejos

La nomenclatura de los complejos se basa en un sistema que sugirió Alfred Werner, químico suizo y premio Nobel, cuyo extraordinario trabajo de hace más de 100 años sentó las bases para comprender mejor estos compuestos. Las siguientes cinco reglas se utilizan para designar los complejos:

Las estructuras de los complejos

Las estructuras más comunes de los complejos en los compuestos de coordinación son la octaédrica, la tetraédrica y la cuadrada plana (vea la [link]). En los complejos de metales de transición, el número de coordinación determina la geometría alrededor del ion metálico central. En la [link] se comparan los números de coordinación con la geometría molecular:

Isomerismo en los complejos

Los isómeros son especies químicas diferentes que tienen la misma fórmula química. Los complejos de metales de transición suelen existir como **isómeros geométricos**, en los que los mismos átomos están conectados a través de los mismos tipos de enlaces pero con diferencias en su orientación en el espacio. Los complejos de coordinación con dos ligandos diferentes en las posiciones *cis* y *trans* de un ligando de interés forman isómeros. Por ejemplo, el ion octaédrico [Co(NH3)4Cl2]+ tiene dos isómeros. En la configuración *cis*, los dos ligandos de cloruro son adyacentes entre sí ([link]). El otro isómero, la configuración *trans* tiene los dos ligandos de cloruro uno frente al otro.

Complejos de coordinación en la naturaleza y la tecnología

La clorofila, el pigmento verde de las plantas, es un complejo que contiene magnesio ([link]). Este es un ejemplo de un elemento del grupo principal en un complejo de coordinación. Las plantas parecen verdes porque la clorofila absorbe la luz roja y púrpura; la luz reflejada aparece, por tanto, verde. La energía resultante de la absorción de la luz se utiliza en la fotosíntesis.

Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Esbozar la premisa básica de la teoría del campo cristalino (TCC).
* Identificar las geometrías moleculares asociadas a varios patrones de desacoplamiento de orbitales d.
* Predecir configuraciones electrónicas de orbitales d desacoplados para determinados átomos o iones de metales de transición.
* Explicar las propiedades espectrales y magnéticas en términos de la TCC.

Teoría del campo cristalino

Para explicar el comportamiento observado de los complejos de metales de transición (por ejemplo, cómo surgen los colores), se ha elaborado un modelo que implica interacciones electrostáticas entre los electrones de los ligandos y los electrones de los orbitales *d* no hibridados del átomo metálico central. Este modelo electrostático es la teoría del campo cristalino (TCC). Nos permite comprender, interpretar y predecir los colores, el comportamiento magnético y algunas estructuras de los compuestos de coordinación de los metales de transición.

Momentos magnéticos de moléculas e iones

Las pruebas experimentales de las mediciones magnéticas apoyan la teoría de los complejos de alto y bajo espín. Recuerde que las moléculas como el O2 que contienen electrones desapareados son paramagnéticas. Las sustancias paramagnéticas son atraídas a los campos magnéticos. Muchos complejos de metales de transición tienen electrones desapareados y, por ende, son paramagnéticos. Las moléculas como el N2 y los iones como Na+ y [Fe(CN)6]4-, que no contienen electrones desapareados son diamagnéticos. Las sustancias diamagnéticas tienen una ligera tendencia a ser repelidas por los campos magnéticos.

Colores de los complejos de metales de transición

Cuando los átomos o las moléculas absorben la luz a la frecuencia adecuada, sus electrones se estimulan a orbitales de mayor energía. En muchos átomos y moléculas del grupo principal, los fotones absorbidos se encuentran en el rango ultravioleta del espectro electromagnético, que no detecta el ojo humano. En el caso de los compuestos de coordinación, la diferencia de energía entre los orbitales *d* permite absorber fotones en el rango visible.

Química orgánica

Introducción

Abstract:
* Hidrocarburos
* Alcoholes y éteres
* Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
* Aminas y amidas

Hidrocarburos

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Explicar la importancia de los hidrocarburos y la razón de su diversidad.
* Nombrar los hidrocarburos saturados e insaturados, y las moléculas derivadas.
* Describir las reacciones características de los hidrocarburos saturados e insaturados.
* Identificar los isómeros estructurales y geométricos de los hidrocarburos.

Alcanos

Los alcanos, o hidrocarburos saturados, contienen solamente enlaces covalentes simples entre los átomos de carbono. Cada uno de los átomos de carbono de un alcano tiene orbitales híbridos *sp*3 y está enlazado a otros cuatro átomos, cada uno de los cuales es carbono o hidrógeno. Las estructuras de Lewis y los modelos de metano, etano y pentano se ilustran en la [link]. Las cadenas de carbono suelen dibujarse como líneas rectas en las estructuras de Lewis, pero hay que recordar que estas no pretenden indicar la geometría de las moléculas. Observe que los átomos de carbono en los modelos estructurales (los modelos de barras y esferas, y de espacio lleno) de la molécula de pentano no se encuentran en línea recta. Debido a la hibridación *sp*3, los ángulos de enlace en las cadenas de carbono son cercanos a 109,5°, lo que da a dichas cadenas en un alcano una forma de zigzag.

Los fundamentos de la nomenclatura orgánica: designación de los alcanos

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha ideado un sistema de nomenclatura que comienza con los nombres de los alcanos y puede ajustarse a partir de ahí para tener en cuenta estructuras más complicadas. La nomenclatura de los alcanos se basa en dos reglas:

Alquenos

Los compuestos orgánicos que contienen uno o más enlaces dobles o triples entre los átomos de carbono se describen como insaturados. Es probable que haya oído hablar de las grasas insaturadas. Son moléculas orgánicas complejas con largas cadenas de átomos de carbono, que contienen al menos un doble enlace entre átomos de carbono. Las moléculas de hidrocarburos insaturados que contienen uno o más dobles enlaces se denominan alquenos. Los átomos de carbono con doble enlace están unidos por dos enlaces: σ y π. Los dobles y triples enlaces dan lugar a una geometría distinta alrededor del átomo de carbono que participa en ellos, lo que origina diferencias importantes en la forma y las propiedades moleculares. Las distintas geometrías son la causa de las diferentes propiedades de las grasas insaturadas frente a las saturadas.

Alquinos

Las moléculas de hidrocarburos con uno o más triples enlaces se denominan alquinos; constituyen otra serie de hidrocarburos insaturados. Dos átomos de carbono unidos por un triple enlace están unidos por un enlace σ y dos enlaces π. Los carbonos *sp*-hibridados que intervienen en el triple enlace tienen ángulos de enlace de 180°, lo que da a este tipo de enlaces una forma lineal, parecida a una varilla.

Hidrocarburos aromáticos

El benceno, C6H6, es el miembro más simple de una gran familia de hidrocarburos, llamados hidrocarburos aromáticos. Estos compuestos contienen estructuras de anillo y presentan enlaces que deben describirse con el concepto de híbrido de resonancia de la teoría del enlace de valencia o el concepto de deslocalización de la teoría de orbitales moleculares. (Para repasar estos conceptos, consulte los capítulos anteriores sobre el enlace químico). Las estructuras de resonancia del benceno, C6H6, son:

Alcoholes y éteres

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la estructura y las propiedades de los alcoholes.
* Describir la estructura y las propiedades de los éteres.
* Nombrar y dibujar las estructuras de los alcoholes y éteres.

Alcoholes

La incorporación de un átomo de oxígeno en moléculas que contienen carbono e hidrógeno da lugar a nuevos grupos funcionales y nuevas familias de compuestos. Cuando el átomo de oxígeno está unido por enlaces simples, la molécula es un alcohol o un éter.

Éteres

Los éteres son compuestos que contienen el grupo funcional –O–. Los éteres no tienen ningún sufijo designado como los demás tipos de moléculas que hemos nombrado hasta ahora. En el sistema de la IUPAC, el átomo de oxígeno y la rama de carbono más pequeña se denominan sustituyente alcoxi y el resto de la molécula, cadena base, como en los alcanos. Como se indica en el siguiente compuesto, los símbolos rojos representan el grupo alquilo menor y el átomo de oxígeno, que se denominaría "metoxi". La rama de carbono más grande sería el etano, con lo que la molécula sería metoxietano. Muchos éteres se designan con nombres comunes en lugar de los del sistema de la IUPAC. Para los nombres comunes, las dos ramas conectadas al átomo de oxígeno se designan por separado y van seguidas de "éter". El nombre común del compuesto que aparece en el [link] es etilmetil éter:

Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la estructura y las propiedades de los aldehídos, las cetonas, los ácidos carboxílicos y los ésteres.

Aldehídos y cetonas

Tanto los aldehídos como las cetonas contienen un grupo carbonilo: un grupo funcional con doble enlace carbono-oxígeno. Los nombres de los compuestos aldehídicos y cetónicos se derivan mediante reglas de nomenclatura similares a las de los alcanos y alcoholes, y constan de los sufijos identificadores de clase *-al* y *-ona*, respectivamente.

Ácidos carboxílicos y ésteres

El olor del vinagre se debe a la presencia de ácido acético, un ácido carboxílico, en el vinagre. El olor de los plátanos maduros y de muchas otras frutas se debe a la presencia de ésteres, compuestos que se pueden preparar por la reacción de un ácido carboxílico con un alcohol. Dado que los ésteres no tienen enlaces de hidrógeno entre las moléculas, tienen presiones de vapor más bajas que los alcoholes y los ácidos carboxílicos de los que derivan (vea la [link]).

Aminas y amidas

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la estructura y las propiedades de una amina.
* Describir la estructura y las propiedades de una amida.

Química nuclear

Introducción

Abstract:
* Estructura y estabilidad nuclear
* Ecuaciones nucleares
* Decaimiento radiactivo
* Transmutación y energía nuclear
* Usos de los radioisótopos
* Efectos biológicos de la radiación

Estructura y estabilidad nuclear

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la estructura nuclear en términos de protones, neutrones y electrones.
* Calcular el defecto de masa y la energía de enlace de los núcleos.
* Explicar las tendencias de la estabilidad relativa de los núcleos.

Energía de enlace nuclear

Como ejemplo sencillo de la energía asociada a la fuerza nuclear fuerte, consideremos el átomo de helio compuesto por dos protones, dos neutrones y dos electrones. La masa total de estas seis partículas subatómicas se calcula así:

Estabilidad nuclear

Un núcleo es estable si no puede transformarse en otra configuración sin añadir energía desde el exterior. De los miles de nucleidos que existen, unos 250 son estables. Un gráfico del número de neutrones frente al número de protones para los núcleos estables revela que los isótopos estables se sitúan en una banda estrecha. Esta región se conoce como banda de estabilidad (también llamada cinturón, zona o valle de estabilidad). La línea recta en la [link] representa los núcleos que tienen un cociente 1:1 de protones y neutrones (cociente n:p). Observe que los núcleos estables más ligeros, en general, tienen igual número de protones y neutrones. Por ejemplo, el nitrógeno-14 tiene siete protones y siete neutrones. Sin embargo, los núcleos estables más pesados tienen cada vez más neutrones que protones. Por ejemplo: el hierro-56 tiene 30 neutrones y 26 protones, un cociente n:p de 1,15, mientras que el nucleido estable plomo-207 tiene 125 neutrones y 82 protones, un cociente n:p igual a 1,52. Esto se debe a que los núcleos más grandes tienen más repulsiones protón-protón, y requieren un mayor número de neutrones para proporcionar fuerzas potentes de compensación, superar estas repulsiones electrostáticas y mantener el núcleo unido.

Ecuaciones nucleares

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Identificar las partículas y energías comunes que intervienen en las reacciones nucleares.
* Escribir y balancear ecuaciones nucleares.

Tipos de partículas en las reacciones nucleares

En las reacciones nucleares intervienen muchas entidades. Las más comunes son los protones, los neutrones, las partículas alfa, las partículas beta, los positrones y los rayos gama, como se muestra en la [link]. Los protones $\left({}_{1}^{1}\text{p},$ que también se representan con el símbolo ${}_{1}^{1}\text{H}\right)$ y los neutrones $\left({}_{0}^{1}\text{n}\right)$ son los constituyentes de los núcleos atómicos, y se han descrito anteriormente. Las partículas alfa $\left({}_{2}^{4}\text{He},$ que también se representan con el símbolo ${}_{2}^{4}\text{α}\right)$ son núcleos de helio de alta energía. Las partículas beta $\left({}_{-1}^{{\rule{0.5em}{0ex}}0}\text{β},$ que también se representan con el símbolo ${}_{-1}^{{\rule{0.5em}{0ex}}0}\text{e}\right)$ son electrones de alta energía, y los rayos gama son fotones de radiación electromagnética con energía extremadamente elevada. Los positrones $\left({}_{+1}^{{\rule{0.5em}{0ex}}0}\text{e},$ que también se representan con el símbolo ${}_{+1}^{{\rule{0.5em}{0ex}}0}\text{β}\right)$ son electrones con carga positiva ("antielectrones"). Los subíndices y superíndices son necesarios para equilibrar las ecuaciones nucleares, aunque son opcionales en otras circunstancias. Por ejemplo, una partícula alfa es un núcleo de helio (He) con una carga de +2 y un número de masa de 4, por lo que se simboliza ${}_{2}^{4}\text{He}.$ Esto funciona porque, en general, la carga del ion no es importante en el equilibrio de las ecuaciones nucleares.

Equilibrio de las reacciones nucleares

La ecuación de reacción química balanceada refleja el hecho de que, durante la reacción química, se rompen y se forman enlaces y se reordenan los átomos, pero el número total de átomos de cada elemento se conserva y no cambia. Una ecuación de reacción nuclear balanceada indica que hay un reordenamiento durante una reacción nuclear, pero de nucleones (partículas subatómicas dentro de los núcleos de los átomos) en lugar de átomos. Las reacciones nucleares también siguen las leyes de conservación, y se equilibran de dos maneras:

Decaimiento radiactivo

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Reconocer los modos comunes de decaimiento radiactivo.
* Identificar las partículas y energías comunes que intervienen en las reacciones de decaimiento nuclear.
* Escribir y equilibrar las ecuaciones de decaimiento nuclear.
* Calcular los parámetros cinéticos de los procesos de decaimiento, incluida la semivida.
* Describir las técnicas comunes de datación radiométrica.

Tipos de decaimiento radiactivo

Los experimentos de Ernest Rutherford sobre la interacción de la radiación con un campo magnético o eléctrico ([link]) le permitieron determinar que un tipo de radiación consistía en partículas α cargadas positivamente y relativamente masivas; un segundo tipo estaba formado por partículas β cargadas negativamente y mucho menos masivas, y un tercero eran ondas electromagnéticas sin carga, los rayos γ. Ahora sabemos que las partículas α son núcleos de helio de alta energía, las partículas β son electrones de alta energía y la radiación γ compone la radiación electromagnética de alta energía. Clasificamos los diferentes tipos de decaimiento radiactivo según la radiación producida.

Serie de decaimiento radiactivo

Los isótopos radiactivos naturales de los elementos más pesados se dividen en cadenas de desintegraciones sucesivas, o decaimientos, y todas las especies de una cadena constituyen una familia radiactiva o serie de decaimiento radiactivo. Tres de estas series abarcan la mayoría de los elementos naturalmente radiactivos de la tabla periódica. Son las series del uranio, de los actínidos y del torio. La del neptunio sería la cuarta serie, que ya no es significativa en la Tierra debido a la corta semivida de las especies implicadas. Cada serie se caracteriza por un nucleido padre (primer miembro), con una semivida prolongada, y una serie de nucleidos hijas que, en última instancia, conducen a un producto final estable, es decir, un nucleido en la banda de estabilidad ([link]). En las tres series, el producto final es un isótopo estable del plomo. La serie del neptunio, que anteriormente se creía que terminaba con el bismuto-209, termina con el talio-205.

Semividas radiactivas

El decaimiento radiactivo sigue una cinética de primer orden. Dado que las reacciones de primer orden ya se han tratado en detalle en el capítulo de cinética, ahora aplicaremos esos conceptos a las reacciones de decaimiento nuclear. Cada nucleido radiactivo tiene una semivida (*t*1/2) constante y característica: el tiempo necesario para que la mitad de los átomos de una muestra decaiga. La semivida de un isótopo nos permite determinar cuánto tiempo estará disponible una muestra de un isótopo útil, y cuánto tiempo deberá almacenarse una muestra de un isótopo indeseable o peligroso antes de que decaiga hasta un nivel de radiación lo suficientemente bajo como para que deje de ser un problema.

Datación radiométrica

Varios radioisótopos tienen semividas y otras propiedades que sirven para "datar" el origen de objetos como artefactos arqueológicos, antiguos organismos vivos o formaciones geológicas. Este proceso es la datación radiométrica y ha sido la causa de muchos descubrimientos científicos revolucionarios sobre la historia geológica de la Tierra, la evolución de la vida y la historia de la civilización humana. Exploraremos algunos de los tipos más comunes de datación radiactiva y cómo funcionan los isótopos particulares de cada tipo.

Transmutación y energía nuclear

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir la síntesis de los nucleidos transuránicos.
* Explicar los procesos de fisión y fusión nuclear.
* Relacionar los conceptos de masa crítica y reacciones nucleares en cadena.
* Resumir los requisitos básicos de los reactores nucleares de fisión y fusión.

Síntesis de nucleidos

La transmutación nuclear es la conversión de un nucleido en otro. Se produce por el decaimiento radiactivo de un núcleo o por la reacción de un núcleo con otra partícula. El primer núcleo artificial se produjo en el laboratorio de Ernest Rutherford en 1919 mediante una reacción de transmutación: el bombardeo de un tipo de núcleo con otros núcleos o con neutrones. Rutherford bombardeó átomos de nitrógeno con partículas α de alta velocidad procedentes de un isótopo radiactivo natural de radio y observó los protones resultantes de la reacción:

Fisión nuclear

Muchos elementos más pesados con energías de enlace más pequeñas por nucleón pueden descomponerse en elementos más estables que tienen números de masa intermedios y energías de enlace más grandes por nucleón, es decir, números de masa y energías de enlace por nucleón que están más cerca del "pico" del gráfico de energía de enlace cerca de 56 (ver la [link]). A veces también se producen neutrones. Esta descomposición se denomina fisión, es decir, la ruptura de un núcleo grande en trozos más pequeños. La ruptura es más bien aleatoria con la formación de un gran número de productos diferentes. La fisión no se produce de forma natural, sino que se induce mediante el bombardeo con neutrones. La primera fisión nuclear de la que se tiene constancia se produjo en 1939, cuando tres científicos alemanes, Lise Meitner, Otto Hahn y Fritz Strassman, bombardearon átomos de uranio-235 con neutrones de movimiento lento que dividieron los núcleos de U-238 en fragmentos más pequeños, formados por varios neutrones y elementos cercanos a la mitad de la tabla periódica. Desde entonces, se ha observado la fisión en muchos otros isótopos, incluso la mayoría de los isótopos de actínidos que tienen un número impar de neutrones. En la [link] se observa una reacción de fisión nuclear.

Combustibles nucleares

El combustible nuclear consiste en un isótopo fisible, como el uranio-235, que deberá estar presente en cantidad suficiente para proporcionar una reacción en cadena autosostenible. En los Estados Unidos, los minerales de uranio contienen entre un 0,05 y un 0,3 % del óxido de uranio U3O8; el uranio del mineral es aproximadamente un 99,3 % de U-238 no fisible y solo un 0,7 % de U-235 fisible. Los reactores nucleares requieren un combustible con una concentración de U-235 superior a la que se encuentra en la naturaleza; normalmente se enriquece para que tenga alrededor del 5 % de la masa de uranio como U-235. Con esta concentración, no es posible alcanzar la masa supercrítica necesaria para una explosión nuclear. El uranio puede enriquecerse por difusión gaseosa (el único método que se utiliza actualmente en los EE. UU.), mediante una centrifugadora de gas o por separación láser.

Moderadores nucleares

Los neutrones que producen las reacciones nucleares se mueven demasiado rápido para provocar la fisión (vea la [link]). Primero deberán frenarse para que los absorba el combustible y así producir reacciones nucleares adicionales. El moderador nuclear es una sustancia que ralentiza los neutrones hasta una velocidad lo suficientemente baja como para provocar la fisión. Los primeros reactores utilizaban grafito de gran pureza como moderador. Los reactores modernos de los EE. UU. utilizan exclusivamente agua pesada $\left({{}_{1}^{2}\text{H}}_{2}\text{O}\right)$ o agua ligera (H2O ordinario), mientras que algunos reactores de otros países utilizan otros materiales, como dióxido de carbono, berilio o grafito.

Refrigerantes del reactor

El refrigerante del reactor nuclear se utiliza para transportar el calor producido por la reacción de fisión a una caldera y una turbina externas, donde se transforma en electricidad. A menudo se utilizan dos bucles de refrigerante superpuestos; esto contrarresta la transferencia de radiactividad del reactor al bucle de refrigerante primario. Todas las centrales nucleares de los EE. UU. utilizan agua como refrigerante. Otros refrigerantes son el sodio fundido, el plomo, una mezcla de plomo y bismuto o las sales fundidas.

Varillas de control

Los reactores nucleares utilizan varillas de control ([link]) para controlar la tasa de fisión del combustible nuclear al ajustar el número de neutrones lentos presentes para mantener la tasa de la reacción en cadena en un nivel seguro. Las varillas de control están hechas de boro, cadmio, hafnio u otros elementos capaces de absorber neutrones. El boro-10, por ejemplo, absorbe neutrones mediante una reacción que produce litio-7 y partículas alfa:

Sistema de blindaje y contención

Un reactor nuclear en funcionamiento genera neutrones y otras radiaciones. Incluso cuando está apagado, los productos de decaimiento son radiactivos. Además, un reactor en funcionamiento está térmicamente muy caliente, y las altas presiones resultan de la circulación de agua u otro refrigerante a través de este. Por lo tanto, el reactor deberá soportar altas temperaturas y presiones, así como proteger a los operarios de la radiación. Los reactores están equipados con un sistema de contención (o escudo) que consta de tres partes:

Fusión nuclear y reactores de fusión

El proceso de conversión de núcleos muy ligeros en núcleos más pesados también va acompañado de la conversión de masa en grandes cantidades de energía. Dicho proceso recibe el nombre de fusión. La principal fuente de energía del sol es una reacción de fusión neta en la que cuatro núcleos de hidrógeno se fusionan y producen un núcleo de helio y dos positrones. Se trata de una reacción neta de una serie de acontecimientos más complicados:

Usos de los radioisótopos

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Enumerar las aplicaciones comunes de los isótopos radiactivos.

Efectos biológicos de la radiación

Abstract:
Al final de esta sección, podrá:

* Describir el impacto biológico de la radiación ionizante.
* Definir las unidades para medir la exposición a la radiación.
* Explicar el funcionamiento de las herramientas habituales para detectar la radiactividad.
* Enumerar las fuentes comunes de exposición a la radiación en los EE. UU.

Radiación ionizante y no ionizante

Existe una gran diferencia en la magnitud de los efectos biológicos de la radiación no ionizante (por ejemplo, la luz y las microondas) y de la radiación ionizante, emisiones lo suficientemente energéticas como para desprender electrones de las moléculas (por ejemplo, las partículas α y β, los rayos γ, los rayos X y la radiación ultravioleta de alta energía) ([link]).

Medición de la exposición a la radiación

Para detectar y medir las radiaciones se utilizan diferentes dispositivos, como los contadores Geiger, los contadores de centelleo (centelladores) y los dosímetros de radiación ([link]). Probablemente el instrumento de radiación más conocido, el contador Geiger (también llamado contador Geiger-Müller) detecta y mide la radiación. La radiación provoca la ionización del gas en un tubo Geiger-Müller. La tasa de ionización es proporcional a la cantidad de radiación. El contador de centelleo contiene un centellador. Este consiste en un material que emite luz (luminiscencia) con el estímulo de la radiación ionizante y un sensor que convierte la luz en una señal eléctrica. Los dosímetros de radiación también miden la radiación ionizante y se utilizan para determinar la exposición personal a la radiación. Los tipos más utilizados son los dosímetros electrónicos, de lámina, termoluminiscentes y de fibra de cuarzo.

Efectos en el cuerpo humano de la exposición prolongada a la radiación

Los efectos de la radiación dependen del tipo, la energía y la ubicación de la fuente de radiación, así como de la duración de la exposición. Como se muestra en la [link], la persona media está expuesta a la radiación de fondo, incluidos los rayos cósmicos del sol y el radón del uranio en el suelo (vea el artículo de Química en la vida cotidiana sobre la exposición al radón), la radiación de la exposición médica, incluidos la exploración por TAC, las pruebas de radioisótopos, los rayos X, etc., y pequeñas cantidades de radiación de otras actividades humanas, como los vuelos de aviones (que son bombardeados por un mayor número de rayos cósmicos en la atmósfera superior), la radiactividad de los productos de consumo y una variedad de radionúclidos que entran en nuestro cuerpo cuando respiramos (por ejemplo, el carbono-14) o a través de la cadena alimentaria (por ejemplo, el potasio-40, el estroncio-90 y el yodo-131).

La tabla periódica

Matemáticas esenciales

Aritmética exponencial

La notación exponencial se utiliza para expresar números muy grandes y muy pequeños como producto de dos números. El primer número del producto, el *término de dígitos*, es un número no inferior a 1 y no igual o superior a 10. El segundo número del producto, el *término exponencial*, se escribe como 10 con un exponente. Algunos ejemplos de notación exponencial son:

Cifras significativas

Un apicultor informa que tiene 525.341 abejas. Las tres últimas cifras del número son obviamente inexactas, ya que durante el tiempo que el cuidador estuvo contando las abejas, algunas de ellas murieron y otras eclosionaron; esto dificulta bastante determinar el número exacto de abejas. Habría sido más razonable que el apicultor hubiera informado la cifra 525.000. Es decir, las tres últimas cifras son despreciables, a no ser que se utilicen para fijar la posición del punto decimal. Sus valores exactos no tienen ningún significado útil en esta situación. Al informar de las cantidades, utilice solo tantas cifras significativas como lo amerite la exactitud de la medición.

El uso de logaritmos y números exponenciales

El logaritmo común de un número (log) es la potencia a la que hay que elevar 10 para que sea igual a ese número. Por ejemplo, el logaritmo común de 100 es 2, porque 10 debe elevarse a la segunda potencia para ser igual a 100. A continuación, otros ejemplos.

La solución de las ecuaciones cuadráticas

Las funciones matemáticas de esta forma se conocen como polinomios de segundo orden o, más comúnmente, funciones cuadráticas.

Gráficos bidimensionales (*x*-*y*)

La relación entre dos propiedades cualquiera de un sistema se representa mediante un gráfico bidimensional de datos. Los gráficos de este tipo tienen dos ejes: uno horizontal, que corresponde a la variable independiente, o la variable cuyo valor se controla (*x*), y uno vertical, que corresponde a la variable dependiente o la variable cuyo valor se observa o mide (*(y*).

Unidades y factores de conversión

Constantes físicas fundamentales

Propiedades del agua

Composición de los ácidos y las bases comerciales

Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias

Constantes de ionización de los ácidos débiles

Constantes de ionización de las bases débiles

Productos de solubilidad

Constantes de formación de iones complejos

Potenciales de electrodos estándar (media celda)

Semivida de varios isótopos radiactivos