Este documento presenta conceptos clave de la química cuántica aplicada a átomos, incluyendo: 1) La ecuación de Schrödinger describe los estados de energía de los electrones en un átomo a través de la función de onda. 2) Cada electrón se describe por 4 números cuánticos que determinan su ubicación y propiedades. 3) Las configuraciones electrónicas muestran cómo los electrones se distribuyen en los orbitales atómicos de menor a mayor energía.

1. Lecciones del Curso de
Química Inorgánica
Clase 1 Modelo Cuántico del Átomo
La Ecuación de Schrödinger aplica la mecánica cuántica para describir los estados de energía que
un electrón puede ocupar dentro de un átomo polielectrónico, la matemática requerida para
solucionar la ecuación es sofisticada porque se trata de una ecuación diferencial:
 ∂2 ∂2 ∂2  8π 2 m
 2 + 2 + 2 Ψ + 2 (E − V )Ψ = 0
 (1)
 ∂x ∂y ∂z 
 h
Donde E = energía total, y V = energía potencial del electrón. Ψ es la función de onda del electrón .
En un átomo polielectrónico cada electrón tiene una función de onda diferente. Por ejemplo,
3/ 2
 1  1   1  ( − r / 2 a0 ) r cos θ
Ψ2 s =  
 
 
a e

 4 2π  a 0   0  (2)
Consecuencias de la función de onda
La función de onda del electrón depende de 4 números cuánticos, cuya existencia permite explicar
las complejas características espectrales de un átomo. Son los siguientes:
Número cuántico principal, n: es el que determina la energía del electrón. En realidad es el mayor
factor de contribución ya que los otros números cuánticos también efectúan una muy pequeña
contribución a la energía del electrón. Los valores que puede asumir son,
n = 1, 2, 3, 4,..,∞
Número cuántico orbital, l: es el que determina el momento angular orbital del electrón (es un
términos de energía) y describe la forma del orbital. Los valores que puede asumir son,
l = 0, 1, 2, 3, …, n – 1
Como se ve, l no puede asumir el valor ∞, su máximo valor es n – 1.
Cada valor de l describe un tipo particular de orbital que puede ser ocupado por el electrón (el
orbital es algo similar, pero más sofisticado, a las órbitas del modelo de Bohr)
l = 0 → orbital s
l = 1 → orbital p
l = 2 → orbital d
l = 3 → orbital f
l = 4 → orbital g
etc.
1

2. Cada orbital tiene una forma característica. Las formas de los orbitales se obtienen graficando sus
funciones de onda versus r (distancia respecto al núcleo):
Figura 1. Formas de los tres orbitales de tipo p que existen.
El momento angular orbital del electrón hace una pequeña contribución a su energía total.
Numero cuántico magnético, ml: es aquél que determina las diferentes orientaciones espaciales que
un tipo de orbital (sea éste s, p , d, f, etc) puede tener. Los valores que puede asumir dependen del
valor de l, ml = -l, -l+1, ...,0, 1, ...,l
Ejemplo: si l = 2, ml = -2, -1, 0, 1, 2. Esto significa que los orbitales de tipo d tienen cinco diferentes
orientaciones espaciales, en otra palabras, hay cinco diferentes orbitales d.
Figura 2. Formas de los 5 orbitales de tipo d que existen.
Cuando l = 0, ml = 0 por tanto hay un solo orbital de tipo s
Cuando l = 1, ml = -1, 0, 1 por tanto hay tres orbitales de tipo p
Cuando l = 2, ml = -2, -1, 0, 1, 2, por tanto hay cinco orbitales de tipo
Número cuántico de spin, ms: determina el sentido de rotación intrínseca (spin) del electrón. Existen
dos posibilidades de rotación intrínseca del electrón, en sentido de las manecillas del reloj, o en
contra del sentido de las manecillas del reloj. Por esto ms sólo puede asumir uno de dos valores
posibles;
ms = + ½ ó ms = - ½
Estos dos estados de spin tienen la misma energía en ausencia de un campo magnético.
Los cuatro números cuánticos permiten describir completamente la naturaleza del átomo. La base
de la teoría de Schrödinger son los orbitales (algo diferente a las órbitas de Bohr), los cuales refinan
el modelo de Bohr, ya que existen más posibilidades de transición entre los diferentes orbitales.
2

3. Los átomos se organizan en niveles, subcapas, y orbitales de la siguiente manera,
Figura 3. Niveles, subcapas, y orbitales del átomo de hidrógeno
La ecuación de Schrödinger tienen soluciones exactas para el átomo de hidrógeno solamente, para
átomos más grandes se usan aproximaciones matemáticas que proporcionan resultados muy
exactos.
Corolarios
Principio de exclusión de Pauli: en un átomo dado, no pueden existir dos electrones con valores
iguales de sus 4 números cuánticos. La consecuencia de este principio es que el número máximo de
electrones que pueden ocupar un orbital es dos, y en este caso, los dos electrones deben tener spin
opuesto.
Ejemplo: El Neón posee 10 electrones, los números cuánticos que pueden asumir cada uno de ellos
son como sigue,
n 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2
l 0 0 0 0 1 1 1 1 1 1
ml 0 0 0 0 -1 -1 0 0 1 1
ms +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½
1s 2s 2p
El principio de incertidumbre de Heisemberg establece que no es prácticamente imposible ubicar la
posición exacta de un electrón en un átomo, lo que se puede determinar es una región del espacio
donde existe una alta probabilidad de encontrarlo, y ésta es el orbital. Para determinar la posición
más probable del electrón se usa el cuadrado del módulo de la función de onda Ψ2, que se
denomina función de densidad de probabilidad del electrón.
Configuraciones electrónicas de los elementos
3

4. De acuerdo con el principio de Pauli cada electrón de un átomo posee su propio conjunto de
números cuánticos. Una lista de los electrones ubicados en los orbitales en orden creciente de
energía se llama la configuración electrónica de un átomo. Ejemplos,
Boro (Z = 5): 1s22s22p1
Carbono (Z = 6): 1s22s22p2
Existen varias posibilidades para ubicar el sexto electrón. En este caso se debe aplicar la regla de
Hund para obtener la configuración más estable.
Entonces se concluye que existen varias configuraciones posibles para el átomo de carbono siendo
(a) la más estable.
Neón (Z = 10) 1s22s22p6
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5. A medida que aumenta la energía, los niveles electrónicos y los diferentes orbitales se vuelven cada
vez más próximos y eventualmente se superponen. Esto se observa por primera vez con los niveles
n = 3 y n = 4. Resulta que los orbitales 3d y 4s son prácticamente equivalentes en energía y por esto
generalmente se llena primero el 4s antes que el 3d. En efecto, el orbital 3d tiene mayor energía que
el orbital 4s en átomos neutros en fase gaseosa.
Carga uclear Efectiva en Átomos Polielectrónicos: Reglas de Slater
En un átomo polielectrónico cada electrón siente una carga nuclear diferente, llamada carga
nuclear efectiva, Z*, que es igual a:
Z* = Z − S (3)
donde S es el factor de apantallamiento del electrón, el cual depende del número de electrones que
se interponen entre el núcleo y el electrón considerado. Slater propuso un conjunto de reglas
empíricas para calcular Z+ que son las siguientes:
Para calcular el factor de apantallamiento de un electrón en un orbital (ns, np )
1. Escriba la configuración electrónica del elemento en el siguiente arreglo:
(1s )(2s,2 p )(3s,3 p )(3d )(4s,4 p )(4d )(4 f )(5s,5 p ) , etc.
2. Los electrones de cualquier grupo a la derecha del grupo (ns, np ) no contribuyen al factor de
apantallamiento.
3. El resto de electrones del grupo (ns, np ) apantallan al electrón en 0.35 cada uno
4. Todos los electrones de los grupos con número cuántico n − 1 apantallan al electrón analizado en
0.85 cada uno.
5. Todos los electrones de grupos más interiores apantallan al electrón analizado en 1.0 cada uno.
Cuando el electrón que está siendo apantallado pertenece a un grupo nd o nf , las reglas 2 y 3 son
las mismas pero las reglas 4 y 5 se reemplazan por la siguiente: Todos los electrones de grupos que
se ubican a la izquierda del grupo nd o nf apantallan al electrón analizado en 1.0 cada uno.
Ejemplos:
1. Calcule la carga nuclear efectiva, Z*, para un electrón 3d del átomo de Cromo
Solución
El átomo de Cr tiene Z = 24, y una configuración electrónica 1s22s22p63s23p64s13d5. Por tanto, sus
electrones se distribuyen en los grupos de apantallamiento así,
(1s)2(2s2p)8(3s3p)8(3d)5(4s4p)1
5

6. Z 3d = Z − S
*
Z 3 d = 24 − [(4 × 0.35) + (18 × 1.0 )]
*
Z 3 d = 4 .6
*
2. Calcule la carga nuclear efectiva, Z*, para un electrón 3s del átomo de Hierro
El átomo de Fe tiene Z = 26 y una configuración electrónica 1s22s22p63s23p64s2 3d6. Por tanto, sus
electrones se distribuyen en los grupos de apantallamiento así,
(1s)2(2s2p)8(3s3p)8(3d)6(4s4p)2
Z 3s = Z − S
*
Z 3 s = 26 − [(7 × 0.35) + (8 × 0.85)(2 × 1.0 )]
*
Z 3d = 14.75
*
Energía de un electrón en un átomo polielectrónico
Una vez calculado Z*, la energía de un electrón se obtiene así:
En = −13.6eV ×
(Z ) * 2
donde n = 1, 2, 3, …, ∞ (4)
n2
Energía de Ionización
Cuando el electrón de un átomo polielectrónico es promovido desde un orbital caracterizado por el
número cuántico principal n a un orbital con n = ∞, ocurre la ionización. La energía requerida
para este proceso es:
Eionización = +13.6eV ×
(Z )
* 2
n2 (5)
En una fila (período) dada de la tabla periódica la energía de ionización crece de izquierda a
derecha. En una columna (grupo) dado de la tabla periódica la energía de ionización crece de abajo
hacia arriba.
EJERCICIOS:
• ¿Cuántos orbitales son posibles para la capa n = 4?, Haga una lista de estos orbitales
• Escriba las configuraciones de los átomos libres de los siguientes elementos en estado basal: B, N,
Mg, V, As.
• Escriba las configuraciones de los átomos libres de los siguientes iones. Determine el número de
electrones no aparejados en su estado basal: Ti3+, Mn2+, C2+, Pd2+
• Usando las reglas de Slater calcule Z* para los siguientes electrones:
a) Un electrón 3p del P
b) Un electrón 4s del Co
c) Un electrón 3d del Mn
d) Un electrón de valencia del Mg
• Calcule (a) la energía y (b) la energía de ionización de cada uno de los electrones del ejercicio
anterior.
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7. • Cual tiene la primera energía de ionización más alta:
Li o Cs? F o Br? Sc o Cu?, Cu o Pt?
Figura 4. Representación para determinar el orden de llenado de los orbitales (aproximado)
TRABAJO E CLASE: Forme grupos de 3 personas y resuelva los siguientes ejercicios:
1. Cuantos electrones pueden ocupar las siguientes subcapas: (a) 3p (b) 4d (c) 6h. Escriba las
diferentes combinaciones de números cuánticos para los electrones de cada literal
2. Cuantas y cuales subcapas se encuentran en el nivel n = 7 de un átomo, cuantos orbitales y cuantos
electrones podría acomodar en este nivel?
3. Calcule la carga nuclear efectiva (Z*) y la energía de ionización de (a) un electrón 3s del Níquel (Z
= 28), (b) Un electrón 3d del Selenio (Z = 34), (c) Un electrón 2p del Cloro (Z = 17)
4. Ordene de manera creciente los siguientes elementos de acuerdo a su 1ra energía de ionización (de
menor a mayor): Ag F Ti Cs Al Na
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8. Clase 2: Propiedades Periódicas de los Elementos
La Tabla Periódica de los elementos es una representación gráfica de las reglas de estructura
atómica.
Figura 5. La tabla periódica de los elementos químicos
Clasificación de los grupos de la tabla periódica:
Elementos del bloque “s”: metales alcalinos y alcalino térreos (columnas 1 y 2), llamados
también “metales ligeros”. Tienen configuración electrónica ns 1 y ns 2.
Elementos del bloque “d”: metales de transición (columnas 3 – 12), tienen configuraciones
electrónicas que van desde nd 1 a nd 10.
Elementos del bloque “f”: lantánidos y actínidos. Su estado de oxidación más común es +3.
Elementos del bloque “p”: no metales, metales de post-transición, y metaloides (columnas
13 – 18), compuesto de 6 familias con configuraciones electrónicas que van desde ns 2np 1
a ns 2np 6.
Carga nuclear efectiva, Z*, crece al moverse de izquierda a derecha sobre un período, y es
prácticamente constante a lo largo de una columna.
Radio atómico (tamaño del átomo)
1. Crece al moverse de arriba hacia abajo en un grupo (columna) de la tabla periódica ya que
es proporcional a n.
2. Decrece al moverse de izquierda a derecha sobre un período (fila) de la tabla periódica, ya
que es inversamente proporcional a Z*.
Energía de ionización (EI)
8

9. EI =
(Z )* 2
× 13.6 eV
n2
1. Decrece al moverse de arriba hacia abajo en un grupo (columna) de la tabla periódica ya
que es inversamente proporcional a n 2.
2. Crece al moverse de izquierda a derecha sobre un período (fila) de la tabla periódica, ya
que es directamente proporcional a (Z*) 2.
Afinidad electrónica (AE): energía liberada cuando un electrón es agregado a la capa de valencia
de un átomo.
1. Decrece al moverse de arriba hacia abajo en un grupo (columna) de la tabla periódica
2. Crece al moverse de izquierda a derecha sobre un período (fila) de la tabla periódica.
La siguiente figura resume las tendencias de variación de las propiedades periódicas más
importantes.
Figura 6. Tendencias de variación de las propiedades periódicas.
Ejercicios:
Determine el máximo número de electrones que puede existir en una capa n = 5
completamente llena. De 4 posibles números cuánticos para un electrón 5f.
Escriba las configuraciones electrónicas para los átomos libres de los siguientes elementos.
Determine el número de electrones no aparejados en su estado basal: B, N, Mg, V, As,
Lu
Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes iones. Determine el número de
electrones no aparejados en su estado basal: Ti +3, Mn +2, Cu +2, Pd +2, Gd +3
Usando las reglas de Slater, calcule Z* para los siguiente electrones:
a) Un electrón 3p del Polonio
b) Un electrón 4s del Cobalto
c) Un electrón 3d del Manganeso
d) Un electrón de valencia del Magnesio
Cuál tiene la mayor energía de ionización?
9

10. Li ó Cs? F ó Br? Sc ó Cu? Cu ó Pt?
Cual es más grande?
K ó Cs? Cl ó Br? Ca ó Zn? Cs ó Fr?
Calcule la primera, segunda y tercera energías de ionización del Litio.
Cual tiene la mayor afinidad electrónica?
Li ó Cs? Li ó F? Cs ó F? F ó Cl? Cl ó Br? O ó S?
S ó Se?
Clase 3: Propiedades Químicas de los Elementos Representativos
Antes de estudiar las propiedades químicas de cada uno de los 8 grupos que constituyen los
elementos representativos se deben revisar ciertas tendencias:
• Se dice que los elementos de un mismo grupo (columna) tienen propiedades químicas
similares porque tienen configuraciones electrónicas externas semejantes. Esta afirmación
es correcta en términos generales, pero no se cumple para el primer elemento de cada grupo
(el del segundo período). Por ej. el litio difiere en algunas propiedades con respecto al resto
de metales alcalinos; el berilio también tiene un comportamiento diferente al resto de
metales alcalino – térreos.
• Otra tendencia de comportamiento químico de los elementos representativos se conoce
como relaciones diagonales. Estas se refieren a semejanzas existentes entre parejas de
elementos de distintos grupos y períodos de la tabla periódica. Por ej. el Li, Be y B se
asemejan a los elementos ubicados diagonalmente debajo de ellos en la tabla
A continuación se revisan las propiedades químicas de los elementos representativos y los gases
nobles.
Hidrógeno (1s1)
No hay una posición adecuada para el hidrógeno en la tabla periódica. Tradicionalmente se lo ubica
en el grupo IA, pero este elemento es un grupo por sí mismo. Posee un solo electrón de valencia y
cuando lo cede forma un ión monopositivo (H+). Pero también puede formar el ión hidruro (H−) en
compuestos iónicos como NaH y CaH2. Estos hidruros iónicos reaccionan con agua para producir
H2 gaseoso y el hidróxido metálico respectivo, Ej.
CaH 2 ( s) + 2 H 2 O(l ) → Ca(OH ) 2 ( s) + 2 H 2 ( g )
El compuesto más importante en que participa el hidrógeno es el agua, la cual se forma cuando se
quema hidrógeno en el aire:
H 2 ( g ) + 1 O2 ( g ) → H 2 O(l )
2
Grupo 1A (ns1)
Estos son los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs). Tienen baja energía de ionización y por eso
tienden a ceder fácilmente su único electrón de valencia. En la mayoría de compuestos forman
10

11. cationes de carga +1. Todos reaccionan con agua para producir H2 gaseoso y el hidróxido metálico
respectivo, Ej.
2 K ( s ) + 2 H 2 O(l ) → 2 KOH ( s) + H 2 ( g )
Cuando se exponen al aire se combinan con el oxígeno de éste y forman óxidos, ej.
2 Li ( s ) + 1 O2 ( g ) → Li 2 O( s )
2
−2
Todos los metales alcalinos forman óxidos (que contienen el ión O ), y también peróxidos (que
−
contienen el ión O2 2 ). Ej. de un peróxido es:
2 a( s) + O2 ( g ) → a 2 O2 ( s )
−
K, Rb y Cs también forman superóxidos (que contienen el ión O 2 ). Ej.
K ( s) + O2 ( g ) → KO2 ( s)
Cuando un metal alcalino reacciona con oxígeno es más común que se forme el óxido respectivo.
Grupo 2A (ns2)
Estos son los metales alcalino – térreos (Be, Mg, Ca, Sr y Ba). Son menos reactivos que los metales
alcalinos. Tienen tendencia a formar cationes de carga +2 (aunque el Be es la excepción y sólo
forma enlaces covalentes en los compuestos en los que participa). La reactividad de los alcalino –
térreos con el agua varía de modo considerable; así el Be no reacciona con agua, el Mg reacciona
lentamente con vapor de agua, el Ca, Sr, y Ba si reaccionan con agua fría:
Sr ( s ) + 2 H 2 O(l ) → Sr (OH )2 (ac) + H 2 ( g )
El Mg, Ca, Sr, y Ba reaccionan con disoluciones acuosas de ácidos fuertes para formar la sal
respectiva y liberar hidrógeno, ej
Mg ( s) + 2 HCl (ac) → MgCl2 (ac) + H 2 ( g )
Grupo 3A (ns2np1)
Los elementos de este grupo son B, Al. Ga, In y Tl. El boro es un no metal y el resto son metales. El
boro no forma compuestos iónicos y no reacciona con agua u oxígeno. El Aluminio reacciona con
oxígeno para formar el óxido respectivo,
2 Al ( s ) + 3 O2 ( g ) → Al 2 O3 ( s )
2
El aluminio sólo forma cationes Al3+. También reacciona con una disolución acuosa de HCl,
Al ( s ) + 3HCl (ac) → AlCl 3 (ac) + 3 H 2 ( g )
2
Los demás metales de este grupo forman cationes monopositivos y tripositivos siendo los más
estables los monopositivos.
Grupo 4A (ns2np2)
El C, Si, Ge, Sn, Pb integran este grupo. El carbono es un no metal, silicio y germanio son
metaloides, estaño y plomo son metales. Estos últimos no reaccionan con agua pero sí con
disoluciones acuosas de ácidos para liberar H2 gaseoso:
Pb( s) + 2 HCl (ac ) → PbCl2 (ac) + H 2 ( g )
11

12. Los elementos del grupo 4A forman compuestos en los que actúan con estados de oxidación +2 y
+4. Para C y Si el estado de oxidación +4 es el más estable. Ejemplo, CO2 es más estable que CO.
En cambio en el Sn el estado de oxidación +4 es sólo ligeramente más estable que el +2 (casi a la
par). En el plomo el estado de oxidación +2 es indudablemente el más estable.
Grupo 5A (ns2np3)
El N, P, As, Sb y Bi integran este grupo. N y P son no metales, As y Sb son metaloides y Bi es un
metal. El nitrógeno existe en forma natural como moléculas gaseosas de N2, forma una variedad de
óxidos.
Oxidos del Nitrógeno
NO, NO2, N2O, N2O4,
N2O5
El N tiende a aceptar 3 electrones para formar el ión nitruro N3-, y forma nitruros con metales, éstos
son compuestos iónicos ejemplo, Li3N y Mg3N2. El fósforo existe como moléculas de P4. Forma dos
óxidos, P4O10 y P4O6. Los ácidos oxácidos del N y P son compuestos importantes, se forman cuando
los siguientes óxidos reaccionan con agua:
2 O5 + H 2 O → 2 H O3
P4 O10 + H 2 O → 4 H 3 PO4
Grupo 6A (ns2np4)
El O, S, Se, Te, Po integran el grupo. Los tres primeros son no metales y los siguientes metaloides.
El oxígeno existe como moléculas de O2 y el S y Se como S8 y Se8 respectivamente. El polonio es
radioactivo, por tanto muy difícil de estudiar. El oxígeno tiende a aceptar dos electrones y formar el
ión óxido, O2-. S, Se y Te también forman aniones con carga -2. Los compuestos importantes del
azufre son el SO2, SO3 y H2S. El ácido sulfúrico se forma por reacción del SO3 con agua:
SO3 ( g ) + H 2 O(l ) → H 2 SO4 (ac)
Grupo 7A (ns2np5)
Todos los halógenos son no metales que existen como moléculas biatómicas. Tienen una alta
reactividad. Así el F2
reacciona con agua para generar oxígeno:
F2 ( g ) + H 2 O(l ) → 2 HF (ac) + 1 O2 ( g )
2
Los halógenos tienen altas energías de ionización y grandes afinidades electrónicas. Los halógenos
forman aniones con carga -1 llamados halogenuros. Estos se combinan con cationes de los metales
alcalino o alcalino – térreos y forman sales iónicas. Los halógenos también reaccionan entres sí con
otros no metales para formar compuestos covalente (ej. NF3, PF5, ICl3).
Los halógenos reaccionan con H2 para formar halogenuros de hidrógeno:
Cl 2 ( g ) + H 2 ( g ) → 2 HCl ( g )
Estos se disuelven agua para formar ácidos halogenhídricos. El ácido fluorhídrico (HF) es débil
pero los demás ácidos (HCl, HBr y HI) son ácidos fuertes.
Grupo 8A (ns2np6)
Todos los gases nobles existen como especies monoatómicas. Sus átomos tienen la capa exterior
llena, lo que les confiere gran estabilidad. Sus energías de ionización son las más altas de todos los
12

13. elementos. Por mucho tiempo se pensó que eran inertes, incapaces de reaccionar con otro elemento;
pero en 1963 el químico inglés Neil Bartlett obtuvo algunos compuestos estables haciendo
reaccionar Xe con compuestos de elementos altamente electronegativos como F y O; formándose
compuestos como XeF6, XeF4, XeO3, XeO4, XeOF4. Con Kr fue posible preparar un solo compuesto
KrF2, que es muy inestable. No se conocen compuestos con He, Ne, o Ar.
Propiedades de los óxidos a lo largo de una serie
Puesto que el oxígeno se combina con casi todos los elementos, es ilustrativo comparar las
propiedades de los óxidos de los elementos del tercer período para ver como difieren los metales de
los metaloides y no metales. Algunas de las propiedades de tales óxidos se muestran en la siguiente
tabla.
Tabla I. Propiedades de los óxidos.
a 2 O MgO Al 2 O3 SiO 2 P4 O10 SO3 Cl 2 O7
Tipo de compuesto _______ Iónico ________ _______ Molecular ___________
Estructura __ Red tridimensional ___ ________ Unidades __________
Punto de fusión (°C) 1275 2800 2045 1610 580 16.8 -91.5
Punto de ebullición (°C)  3600 2980 2230  44.8 82
Naturaleza ácido – base Básico Básico Anfótero _______ Ácido ______________
Como se ve, cuando el oxígeno se combina con metales activos como Na, Mg y Al (que poseen baja
energía de ionización) forma el ión óxido, O-2, y de este modo los óxidos formados (Na2O, MgO, y
Al2O3) son compuestos iónicos con altos puntos de fusión y ebullición y de estructuras compuestas
por redes cristalinas tridimensionales. En cambio, los óxidos de los metaloides y no metales tienen
naturaleza molecular y están constituidos por unidades discretas (excepto el SiO2 que da lugar a una
red tridimensional en la que no hay iones presentes). Las débiles atracciones de dispersión de
London dan como resultado bajos puntos de fusión y ebullición, particularmente para los dos
últimos óxidos de la serie.
La mayoría de los óxidos se clasifican como ácido o básicos, en base a si producen ácidos o bases
cuando se disuelven agua. Otros óxidos son anfóteros (tienen propiedades ácidas y básicas). Los dos
primeros óxidos de la serie bajo análisis (Na2O y MgO) son básicos. Ej., cuando el Na2O reacciona
con agua forma una base:
a 2 O( s ) + H 2 O(l ) → 2 aOH (ac)
El MgO es poco soluble en agua y no reacciona apreciablemente con ella, sin embargo, reacciona
con ácidos mediante una reacción de neutralización, mostrando su carácter básico:
MgO( s) + 2 HCl (ac) → MgCl2 (ac) + H 2 O(l )
El óxido de aluminio es todavía menos soluble en agua que el MgO; tampoco reacciona con ella.
Este óxido es anfótero ya que muestra propiedades básicas cuando reacciona con ácido y
propiedades ácidas cuando reacciona con una base:
Al 2 O3 ( s ) + 6 HCl (ac) → 2 AlCl 3 (ac) + 3H 2 O(l ) (carácter básico)
Al 2 O3 ( s ) + 2 aOH (ac) + 3H 2 O(l ) → 2 aAl (OH ) 4 (ac) (carácter ácido)
13

14. El óxido de silicio es insoluble en agua; tiene carácter ácido como lo muestra su reacción con una
base concentrada:
SiO2 ( s ) + 2 aOH (ac) → a 2 SiO3 (ac) + H 2 O(l )
Los demás óxidos de la serie son ácidos; reaccionan con agua para formar los siguientes ácidos:
P4 O10 ( s ) + 6 H 2 O(l ) → 4 H 3 PO4 (ac)
SO3 ( g ) + H 2 O(l ) → H 2 SO4 (ac)
Cl 2 O7 (l ) + H 2 O(l ) → 2 HClO4 (ac)
Este breve análisis de los óxidos de la serie n = 3 muestra que a medida que disminuye el carácter
metálico de los elementos, de izquierda a derecha a lo largo de la serie, sus óxidos pasan de básicos
a anfóteros y a ácidos. También se observa que, debido a que el carácter metálico crece de arriba
hacia abajo en grupo (columna) dado los óxidos de los elementos de mayor número atómico son
más básicos que aquello de los elementos más ligeros.
Trabajo en clase
Forme grupos de 3 – 4 persona y conteste las siguientes preguntas
1. ¿Qué significa relaciones diagonales? Indique dos pares de elementos que presentan esta
relación
2. Escriba ecuaciones balanceadas para la reacción entre cada uno de los siguientes óxidos y
agua a) Li2O (b) CaO c) SO3
3. Hasta inicios de la década de 1960s los elementos del grupo 8A se llamaban gases inertes.
Porqué ya no se usa tal nombre?
4. Exponga una razón por la que el xenón reacciona con flúor pero no con yodo.
5. Clasifique los siguientes óxidos como ácidos, básicos, o anfóteros; escriba una reacción que
ilustra el carácter de cada uno a) ZnO b) P4O10 c) CaO
6. ¿Cuál óxido es más básico, MgO o BaO? Explique su selección.
Clase 4: Enlace Químico
Enlace Covalente
La formación de un enlace covalente supone compartir electrones entre los átomos. Un ejemplo
simple de este fenómeno es la formación de un enlace entre dos átomos de hidrógeno para formar la
molécula de H2.
H ∙ + H ∙ → H ∙∙ H
El par compartido de electrones se lo representa con una línea. En ocasiones los átomos pueden
compartir más de un par de electrones, dando lugar a enlaces múltiples, esto es, dobles (dos pares
compartidos) y triples (tres pares compartidos):
1.47 Ẳ 1.24 Ẳ 1.10 Ẳ
14

15. Especies que se mantienen juntas por enlaces covalentes, tales como moléculas e iones
poliatómicos, pueden ser ilustrados usando estructuras de Lewis. En una estructura de Lewis los
.
electrones que se comparten en un enlace covalente se representan por líneas y los no compartidos
ten
se representan como puntos.
Una línea simple denota que se comparte dos electrones en un enlace simple. Las estructuras de
Lewis también se pueden usar para mostrar enlaces múltiples en una molécula o ión poliatómico.
enlaces
Una línea significa que dos pares de electrones son compartidos en un enlace doble. Una línea triple
significa que tres pares de electrones son compartidos en un enlace triple.
Polaridad del enlace y Electronegatividad
negatividad
El enlace entre los átomos de hidrógeno en la molécula de hidrógeno es un enlace covalente no
polar, esto significa que los electrones compartidos por los dos átomos son igualmente
,
compartidos. En la mayoría de casos los electrones no son compartidos igualmente por los átomos.
compartidos
El compartir desigualmente los electrones constituye un enlace covalente polar Los átomos
polar.
generalmente no comparten los electrones de modo igual debido a que difieren en su capacidad de
atraer electrones hacia sí mismos. La capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones
hacia sí mismo se llama electronegatividad. La electronegatividad está relacionada, pero no es lo
electronegatividad.
mismo, que la afinidad electrónica. En un enlace covalente entre átomos de diferente
electronegatividad se forman “cargas parciales” sobre éstos. La Figura 1 muestra como varía la
gatividad
electronegatividad a lo largo de la tabla periódica
Figura 7. Variación de la electronegatividad a lo largo de la tabla periódica.
.
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de una serie y aumenta de abajo
izquierda
hacia arriba dentro de un grupo. La polaridad de un enlace se determina considerando la diferencia
15

16. de electronegatividades de los dos átomos que forman el enlace. Considere tres sustancias que
contienen cloro:
Cl2 HCl NaCl
. . % . %
Enlace covalente apolar Enlace covalente polar Enlace iónico
Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividades, mayor es la polaridad del enlace.
Una medida cuantitativa de la polaridad del enlace en una molécula biatómica es el momento de
polaridad
dipolo. Cuando dos cargas de igual magnitud y carga opuesta están separadas cierta distancia, se
.
establece un dipolo. El momento dipolar, µ, se calcula así:
.
(16)
Donde Q es la magnitud de las car
cargas separadas y r es la distancia entre ellas. Cuando cargas de –
1.60 10–19 C (la carga del electrón) y +1.60 10–19 C están separadas por una distancia de 1.00 Å,
el momento de dipolo es:
El momento de dipolo se expresa en unidades de debyes (D).
La tabla siguiente presenta las longitudes de enlace y momentos de dipolo de los halogenuros de
abla
hidrógeno.
Tabla II. Longitudes de enlace, electronegatividades y momentos de dipolo de haluros de
hidrógenos.
En moléculas que tienen más de un enlace, las polaridades de los enlaces individuales contribuyen a
polaridades
la polaridad global de la molécula.
Como dibujar estructuras de Lewis
Dibujar estructuras de Lewis es un primer paso importante para entender los enlaces en compuestos.
Use la siguiente guía para dibujarlas
1. Sum the valence electrons from all atoms. (Use the periodic table to help you do this.) For
an anion, add an electron to the total for each negative charge. For a cation, subtract an
electron for each positive charge. Don't worry about keeping track of which electrons come
which
from which atoms. Only the total number is important.
2. Write the symbols for the atoms to show which atoms are attached to which, and connect
them with a single bond (a dash, representing two electrons). Chemical formulas are often
written in the order in which the atoms are connected in the molecule or ion. When a central
ten
16

17. atom has a group of other atoms attached to it, the central atom is usually written first. In
other cases you may need more information before you can draw the Lewis structure.
3. Complete the octets of the atoms bonded to the central atom. (Remember, however, that
hydrogen can have only two electrons.)
4. Place any leftover electrons on the central atom, even if doing so results in more than an
octet.
5. If there are not enough electrons to give the central atom an octet, try multiple bonds. Use
one or more of the unshared pairs of electrons in the atoms bonded to the central atom to
form double or triple bonds.
Clase 5: Metales y Metalurgia
Ocurrencia y Distribución de los Metales
Más de ¾ de los elementos de la tabla periódica son metales. Sólo unos pocos de éstos se pueden
hallar en la naturaleza en cantidades apreciables en forma elemental (Au, Ru, Rh, Pd, Os, Ir y Pt).
La mayoría de metales presentes en la litósfera existen en forma de minerales. Para cubrir los
requerimientos de metales elementales para uso en la industria y la sociedad se debe procesar vastas
cantidades de materia prima. Los depósitos de minerales con suficiente contenido de metal como
para ser procesados con rentabilidad se llaman menas.
Tabla III. Fuentes minerales de metales comunes.
Metal Mineral Composición
Aluminio Bauxita Al2O3
Cromo Cromita Fe Cr2O4
Cobre Calcocita Cu2S
Calcopirita CuFeS2
Hierro Hematita Fe2O3
Magnetita Fe3O4
Plomo Galena PbS
Manganeso Pirolusita MnO2
Mercurio Cinabrio HgS
Estaño Casiterita SnO2
Titanio Rutilo TiO2
Cinc Esferalita ZnS
Metalurgia
Es la ciencia de la extracción y refinamiento de metales a partir de sus fuentes naturales. Los pasos
de la metalurgia son:
1. Explotación de la mena
2. Concentración de la mena
3. Reducción del mineral para obtener el metal libre
4. Purificación o refinación del metal
5. Mezclado del metal con otros elementos para modificar sus
propiedades
El paso 5 es el proceso de fabricar aleaciones.
17

18. Los métodos usados para ejecutar los pasos de la metalurgia involucran explotar las diferencias en
propiedades físicas y químicas que tiene el metal deseado respecto al material indeseable que lo
acompaña (ganga).
Pirometalurgia
Un considerable número de procesos metalúrgicos usan calor para concentrar y reducir las menas
e
utilizan calor. Métodos de procesamiento a altas temperaturas alteran la estructura química del
mineral para finalmente reducirlo a metal libre. Estos métodos se denominan co colectivamente
pirometalurgia.
Calcinación es la descomposición térmica de una mena en dos o más productos, uno de los cuales
es un gas. Por ejemplo, el carbonato de plomo se descompone a alta temperatura para producir
de
óxido de plomo y dióxido de carbono. (El símbolo sobre la flecha indica que se requiere calor
para conducir la reacción.)
Tostado es también un proceso a alta temperatura, pero éste consiste en la reacción de una mena
con alguna de las sustancias presentes en la atmósfera del horno tales como O2 o CO. El tosta
tostado
puede causar oxidación o reducción del metal y puede ser acompañada también por calcinación.
En ciertos casos el tostado puede produci el metal libre como en el tostado de óxido de plomo.
ado producir
Fundición es otro proceso que ocurre a alta temperatura en el cual los componentes de una mena se
separan en capas de metal fundido y escoria. El metal fundido puede contener un solo metal o una
mezcla de metales. La escoria típicamente contiene una mezcla de mineral s fundidos incluyendo
minerales
silicatos, aluminatos, fosfatos y otros. La escoria es el producto de la reacción de un óxido metálico
con sílica fundida.
Un importante ejemplo de pirometalurgia es la obtención de hierro a partir de una mena de óxido
de hierro. La reducción se efectúa a escala industrial en un enorme reactor llamado alto horno (60
m de alto × 14 m de alto).
Figura 8. Un alto horno usado para la reducción de una mena
18

19. de hierro
La mena de hierro, piedra caliza y coque (carbón mineral calentado en ausencia de aire) se
combinan en el horno. La combustión del coque produce calor y los gases reductores gases CO and
mbinan combustión
H2.
La segunda de estas dos reacciones es un proceso endotérmico que permite regular la temperatura
endotérmico
del horno por adición de vapor de agua.
La piedra caliza (CaCO3) se calcina para producir óxido de calcio (CaO) necesario para la
formación de escoria.
La mena de hierro reacciona con l gases reductores para producir el metal hierro fundido.
los r
El óxido de calcio formado por la calcinación de la piedra caliza se combina con la sílica presente
en la mena para producir escoria fundida.
El hierro fundido y escoria forman capas en la parte inferior del horno, del cual pueden ser
removidas periódicamente. La mayoría del hierro procesado en los altos hornos se usa en la
manufactura del acero, una aleación de hierro.
El hierro también puede ser reducido por el aluminio como sigue:
Clase 6: ELECTROMETALURGIA
Consiste en la obtención o purificación de metales por medio de un proceso de electrólisis.
te
Purificación del cobre por Electrólisis
La electrólisis es una importante técnica de purificación. El cobre metálico obtenido por tostación
del sulfuro de cobre, generalmente contiene impurezas como zinc y hierro. Estos metales se
almente
eliminan por un proceso electrolítico en el cual el cobre impuro actúa como ánodo y el cobre puro
actúa como cátodo en una disolución de ácido sulfúrico que contienen iones Cu2+. Las reaccion
reacciones
son
Ánodo (oxidación) Cu ( s ) → Cu 2+ (ac) + 2e −
Cátodo (reducción) Cu 2+ (ac) + 2e − → Cu ( s )
Los metales reactivos presentes en el ánodo de cobre impuro (zinc, hierro) se oxidan y pasan a la
disolución en forma de iones Fe2+ y Zn2+. Sin embargo, éstos no se reducen en el cátodo. El
e
resultado neto de este proceso electrolítico es la transferencia del cobre desde el ánodo hasta el
cátodo. El cobre preparado de este modo tiene una pureza mayor al 99.5%
Electrometalurgia del sodio
La producción comercial de sodio se realiza en una celda electrolítica llamada Celda Downs En
odio Downs.
esta celda se coloca cloruro de sodio fundido y se hace pasar corriente. El sodio líquido se recoge en
el cátodo, mientras que se libera gas cloro en el ánodo. Se debe tener cuidado de evit que el sodio
evitar
19

20. producido entre en contacto con O2 pues el metal se oxidaría rápidamente debido a la alta
temperatura de la celda.
Figura 9. La celda de Downs.
El cobre obtenido por pirometalurgia no es suficientemente puro para ser usado para
construir alambres y en otras aplicaciones, es purificado por medio de electrólisis.
Teoría de bandas de conductividad
Los metales tienen una gran capacidad para conducir el calor y la electricidad. Esta característica se
explica por medio de la teoría del orbital molecular. La teoría de bandas establece que los electrones
de valencia de los átomos de un metal están deslocalizados y se mueven libremente a través de las
bandas que se forman por el solapamiento de los orbitales moleculares.
Conductores
Los metales tienen una alta conductividad eléctrica. Considere, por ejemplo, el magnesio cuya
configuración electrónica es [Ne]3s2, es decir que cada átomo de Mg tiene dos electrones de
valencia en el orbital 3s. En la red cristalina del metal los átomos se empaquetan muy próximos
entre sí, por lo que los orbitales de un átomo sufren solapamiento con los de los demás. Debido a
que el número de átomos presentes incluso en un trozo muy pequeño de magnesio es enorme (≅
1021 átomos) el solapamiento de orbitales que están llenos forma una “banda” denominada banda de
valencia. Los orbitales de mayor energía que están vacíos (los 3p en el caso del Mg) también se
solapan y forman una banda llamada banda de conducción. Las bandas de valencia y conducción
son adyacentes entre sí y la energía requerida para promover un electrón desde la banda de valencia
a la de conducción es muy pequeña. Una vez que el electrón llega a la banda de conducción puede
desplazarse libremente a través del metal, esta capacidad de moverse libremente explica porque los
metales son buenos conductores de la electricidad.
Un gran cantidad de elementos son semiconductores, esto significa a temperatura ambiente no son
conductores pero a elevadas temperaturas o cuando se combinan con una pequeña cantidad de otro
elemento se vuelven conductores. En los semiconductores el espaciamiento entre las bandas llenas
(valencia) y vacías (conducción) es relativamente pequeño y si se suministra la energía suficiente
para promover electrones de la banda de valencia a la de conducción el elemento se vuelve
conductor. La capacidad de un semiconductor puede incrementarse añadiendo pequeñas cantidades
de ciertas impurezas al elemento (dopado). Por ejemplo, al silicio se le agrega trazas de boro o
fósforo para convertirlo en conductor.
20

21. Un material aislante como la madera o el vidrio no conduce la corriente eléctrica porque la
separación entre las bandas de valencia y conducción es mucho mayor que la de un metal.
Figura 10. Bandas de conducción y de valencia en los metales, semiconductores y aislantes.
semiconductores
Aleaciones
Una aleación es un material que contiene más de un elemento metálico y que tiene las
características propias de los metales. Una aleación metálica se formula para modificar las
propiedades de los elementos metálicos puros. La plata, por ejemplo, es demasiado suave para ser
metálicos
utilizada en joyería o en la construcción de vajillas. Por eso se la combina con cobre para formar la
plata sterling, la cual es más rígida.
Tabla IV. Algunas aleaciones comunes
Una aleación en solución es una mezcla homogénea en la que los metales que la constituyen se
hallan uniformemente dispersados. Las aleaciones en solución pueden ser sea substitucionales e
intersticiales, dependiendo de los tamaños relativos de los átomos.
,
21

22. Figura 11. (a) aleación substitucional, (b) aleación intersticial.
Una aleación heterogénea es una en la cual hay diferentes fases que consisten de diferentes
cantidades relativas de los componentes de la aleación. El acero pearlite, por ejemplo, consiste de
capas alternadas de hierro puro y del compuesto Fe3C.
Un compuesto intermetálico es una combinación homogénea de metales con una proporción
definida de combinación, por ejemplo el duraluminio CuAl2.
Clase 7: COMPUESTOS DE COORDINACIÓN (1)
Los iones metálicos pueden actuar como ácidos de Lewis (aceptores de electrones) para formar
enlaces covalentes con diversas moléculas y iones que actúan como bases de Lewis (donadores de
electrones). Algunos ejemplos de especies químicas formadas por estas interacciones son los iones
[Fe(H2O)6] 3+ y [Ag(NH3)2] +. Esta clase de iones complejos constituidos por un ión metálico central
rodeado de moléculas y/o iones se llaman iones complejos o simplemente complejos. Los
compuestos que contienen complejos se conocen como compuestos de coordinación. Los metales
de transición forman compuestos de coordinación con facilidad.
Estructura
Un complejo está constituido de un ión metálico central, generalmente un ión de un metal de
transición, y varias moléculas o iones enlazados de manera covalente a él. A estas moléculas o iones
que rodean al ión metálico en el complejo se las conoce como ligandos. Por ejemplo, en el ión
complejo [Ag(NH3)2] + hay dos ligandos NH3 unidos al ión Ag+. Los ligandos son comúnmente
aniones o moléculas polares; además, disponen de al menos un par de electrones libres. En el
complejo, el ión metálico central por el hecho de tener orbitales de valencia vacíos actúa como
ácido de Lewis, y los ligandos que tienen pares de electrones libres actúan como bases de Lewis.
Los enlaces que se forman entre el ión metálico y los ligando se deben a la compartimiento de
pares de electrones que originalmente estaban en los ligandos.
Figura 12. Formación de un complejo.
Al formar el complejo se dice que los ligandos se coordinan al metal. El ión metálico central y los
ligandos unidos a él constituyen la esfera de coordinación del complejo. Al escribir la fórmula de
un compuesto de coordinación se usan paréntesis rectangulares para separar los grupos que
constituyen la esfera de coordinación de otras partes del compuesto.
22

23. Carga, número de coordinación, y geometría.
La carga de un complejo es la suma de las cargas del ión metálico central y de los ligandos que lo
rodean. Por ejemplo, en el compuesto de coordinación [Cu(NH3)4] SO4 se puede deducir la carga del
ión complejo reconociendo en 1er lugar que el ión sulfato, SO4-2, tiene carga -2. Puesto que el
compuesto es neutro el ión complejo debe tener carga +2, esto es, [Cu(NH3)4] 2+. De la carga del ión
complejo se puede deducir el número de oxidación del cobre. Ya que las moléculas de amoniaco
son neutras (carga cero), el número de oxidación del cobre debe ser +2. El átomo del ligando que
está unido directamente al ión metálico es el átomo donador. Por ejemplo, el nitrógeno es el átomo
donador en el complejo [Cu(NH3)4] 2+. El número de átomos donadores unidos al ión metálico
central se conoce como número de coordinación del metal. En el complejo [Cu(NH3)4] 2+ el cobre
tiene número de coordinación 4. Los números de coordinación más comunes son 4 y 6. El número
de coordinación de un ión metálico es influenciado por el tamaño y carga de los ligandos. A medida
que los ligandos se hacen más grandes es menor el número de ellos que pueden coordinarse con el
ión metálico. Por ejemplo, el hierro (III) puede coordinarse a seis iones fluoruro para formar el
complejo [FeF6] 3 -, pero sólo puede coordinarse a cuatro iones cloruro para formar [FeCl4] -. Los
ligandos que transfieren una carga negativa considerable al ión metálico central producen números
de coordinación más bajos. Por ejemplo, el ión níquel (II) puede coordinarse a 6 moléculas de
amoniaco para formar [Ni(NH3)6] 2+, pero sólo puede coordinarse a cuatro iones cianuro de carga
negativa para formar [Ni(CN)4] 2 -. Las geometrías más comunes que muestran los complejos, según
el número de coordinación del ión metálico central son las siguientes,
Tabla V. Geometrías más comunes de los complejos.
Número de coordinación Geometría Observada
4 Tetraédrica
Plana cuadrada
5 Bipirámide trigonal
6 Octaédrica
Figura 13. Geometrías experimentalmente observadas de los complejos [Zn(NH3)4] 2+ y [Pt(NH3)4]
2+
. El primer complejo tiene geometría tetraédrica, el segundo tiene geometría plana cuadrada.
23

24. Figura 14. Dos representaciones de la geometría octaédrica del complejo [Co(NH3)6] 3 +. Esta es la
geometría preferida para complejos con número de coordinación 6.
Quelatos
Los ligandos que se muestran en la Figura 1 se llaman monodentados porque poseen un solo átomo
donador y por tanto solamente pueden ocupar un sitio de la esfera de coordinación. Existen otros
ligando que poseen dos o más átomos donadores que pueden coordinarse simultáneamente al ión
metálico central. A estos ligandos polidentados se los conoce como quelatos. Un ejemplo de ellos
es la etilendiamina, que comúnmente se abrevia en:
Figura 15. La molécula de etilendiamina.
Este ligando tiene dos átomos de nitrógenos con pares de electrones libres lo suficientemente
alejados entre sí como para que ambos puedan coordinarse con el ión metálico central en posiciones
adyacentes. La etilendiamina es un ligando bidentado. La Figura 4.5 muestra las estructuras de otros
ligandos bidentados. Generalmente, los quelatos forman complejos más estables que los ligandos
monodentados. Esto se puede ilustrar mediante las constantes de formación de dos complejos de
cobre
Cu (H 2 O )4 + 4 H 3 → Cu( H 3 )4 + 4 H 2 O
+2 +2
(Keq = 1 × 10 2)
Cu (H 2 O )4 + 2en → Cu (en)2 + 4 H 2 O
+2 +2
(Keq = 1 × 10 9)
Figura 16. Estructuras de algunos ligandos bidentados.
24

25. omenclatura de los compuestos de coordinación
Para nombrar compuestos de coordinación se utilizan las siguientes reglas:
1. Primero se nombra el anión – se intercala la palabra “de” - y luego el catión
2. Al nombrar el ión complejo primero se nombran los ligandos y después el ión metálico
central. Si el ión complejo es el anión se agrega el sufijo –ato.
3. La carga total del ión complejo se escribe entre paréntesis a continuación de su nombre.
4. Los ligandos se nombran en orden alfabético
5. A los ligandos que son aniones se les agrega el sufijo –o. Los ligandos neutros no cambian
de nombre (excepciones: H2O = acuo, NH3 = amino), ver tabla 2.
6. Cuando hay ligandos que se repiten se usan los prefijos di, tri, tetra, penta, etc. para indicar
el número de veces que aparecen.
Tabla VI. Ligandos comunes
Ejemplo:
De el nombre de K [B (C 6 H 5 )4 ]
Solución:
Primero, identifique el catión y el anión. El catión en este compuesto es K+1; el anión es
[B(C H ) ]
6 5 4
−1
.
Ahora, nombre el catión y luego el anión aplicando las reglas apropiadas:
Tetrafenilborato (-1) de potasio
25

26. Ejercicio 1: De los nombres de los siguientes compuestos de coordinación:
[Co( H 3 )6 ]Cl 3
K 2 [FeO4 ]
[Cr ( H 3 )2 (H 2 O )3 OH ]( O3 )2
Ejercicio 2: Escriba la fórmula de cada uno de los siguientes compuestos:
• Nitrato de hexaamino cromo (3)
• Bromuro de diclorobis(etilendiamino)platino (2)
• Diacuotetrabromovanadato (-1) de calcio
Tabla VII. Nombres de los metales en complejos cargados negativamente.
Clase 8: COMPUESTOS DE COORDINACIÓN (2)
Color y Magnetismo
El color de un complejo depende del ión metálico central, su estado de oxidación y los ligandos
unidos a él. Así, por ejemplo, el complejo Cu (H 2O )4 presenta un color azul pálido, mientras que
+2
el complejo Cu ( H 3 )4 manifiesta un color azul intenso. Comúnmente, para que un complejo
+2
tenga color se requiere que el ión metálico central tenga una subcapa d parcialmente llena (como es
el caso de los complejos citados en el párrafo anterior ya que ambos contienen Cu2+ que tiene una
configuración d 9). Los complejos que contienen iones metálicos centrales con subcapas d
completamente vacías (ej. Al3+ y Ti4+) o subcapas d completamente llenas (ej. Zn2+) son
generalmente incoloros.
26

27. Para que un compuesto posea color, debe absorber luz visible. La luz visible comprende la porción
del espectro electromagnético con longitudes de onda entre 400 nm y 700 nm. La luz blanca (la que
emite el sol) contiene todas las longitudes de onda de esta región visible. Cuando esta luz se hace
pasar por un prisma se dispersa y se observan los siete colores primarios del espectro visible (rojo,
anaranjado, amarillo, verde, azul, añil, violeta).
Cuando un complejo absorbe luz visible, el color que observamos es la suma de los colores que son
reflejados o trasmitidos por el complejo. En consecuencia, un objeto posee un determinado color
por una de dos razones, a) refleja o transmite luz de ese color, b) absorbe el color complementario.
Los colores complementarios son los siguientes:
Tabla VIII. Colores complementarios
Color Color complementario
Naranja Azul
Amarillo Violeta
Rojo Verde
En cuanto al magnetismo, muchos complejos de metales de transición exhiben paramagnetismo
simple, ya que los iones metálicos centrales poseen cierto número de electrones no aparejados.
EJERCICIO E CLASE:
1. Proporcione los nombres de los siguientes compuestos
• [ i(H O ) ]Br
2 6 2
• [Co(en )( H ) Br ]Cl
3 2 2
• K [ Ag (C )2 ]
2. Escriba la fórmula del sulfato de pentaacuobromomanganeso (2)
Clase 9: Compuestos de Coordinación (3)
Isomería de los Compuestos de Coordinación
Dos o más compuestos con la misma composición estructural pero diferente disposición de sus
átomos se llaman isómeros. Los isómeros estructurales son isómeros que tienen enlaces diferentes.
Los estereoisómeros son isómeros con los mismos enlaces pero con diferente disposición especial
de esos enlaces. Dos tipos de isómeros estructurales son los isómeros de conexión e isómeros de
esfera de coordinación. Los isómeros de conexión difieren solamente en el átomo del ligando que
actúa como átomo donador. Un ejemplo común de isomería de conexión puede ocurrir en un
compuestos que tienen como ligando un ión nitrito. El ión nitrito puede coordinarse por medio del
átomo de oxígeno, en este caso el ligando se llama nitro, o puede coordinarse por medio del átomo
de nitrógeno, en cuyo caso el ligando se llama nitrito. Para distinguirlos, el ligando nitro se escribe
como NO2- , mientras que el ligando nitrito se escribe como ONO- .
27

28. Figura 17. Isómeros de conexión del [Co(NH3)5NO2]2+]
Isómeros de esfera de coordinación difieren en cuales iones están enlazados al ión metálico dentro
de la esfera de coordinación (todo lo que se encuentra dentro de los paréntesis cuadrados) y que
iones están fuera de la esfera de coordinación, Tres isómeros de este tipo existen para el compuesto
CrCl3(H2O)6. El uno es color violeta. Los otros dos son verdes.
Figura 19. isómeros geométricos (a) Cis
Figura 18. isómeros geométricos (a) Cis y
y (b) trans del ión complejo octaédrico
(b) trans del complejo de geometría plana
[Co(NH3)4Cl2] +. (El N representa el
cuadrada [Pt(NH3)2Cl2].
ligando NH3 .)
Dos tipos de estereoisómeros son los isómeros geométricos y los isómeros ópticos. El isomería
geométrico es posible en complejos con geometría plana cuadrada y con geometría octaédrica. Un
isómero con grupos iguales adyacentes entre sí se llama isómero cis , mientras aquél con grupos
iguales colocados en posiciones opuestas entre sí se llaman trans.
Los isómeros ópticos son imágenes de un espejo que no pueden superponerse entre sí . Se
denominan enantiómeros.
28

29. Figura 20. Isómeros ópticos
Los enantiómeros se distinguen entre sí por la manera como ellos rotan el plano de la luz
polarizada. El isómero que rota la luz en una dirección se llaman dextrorotatorio, y el isómero que
la rota en la otra dirección es levorotatorio. Se dice que tales isómeros son opticamente activos.
Cuando se tiene cantidades iguales de ambos isómeros no hay rotación neta, tal mezcla, que no es
óptimamente activa, se llama racémica.
Cual par son isómeros de esfera de coordinación?
[Pt(en)2(H2O)Cl]Cl3 and [Pt(en)2Cl2]Cl2× H2O
Al[Co(NO2)3(CN)3] and Al[Co(ONO)3(CN)3]
[Cr(NH3)6]Cl3 and [Cr(H2O)6]Cl3
[Ag(NH3)2]Br and [Ag(NH3)4]Br
Cual complejo puede exhibir isomería óptica?
square-planar [Pt(NH3)2Cl2]
tetrahedral [Zn(NH3)3Cl]+
tetrahedral [Zn(NH3)(H2O)BrCl]
trans isomer [Co(en)2Cl2]+
Clase 10 : O METALES (1)
El Hidrógeno
El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo. Se lo encuentra asociado con otros
elementos, especialmente con oxígeno.
El hidrógeno existe en naturaleza como una molécula diatómica que es un gas incoloro e inodoro a
temperatura ambiente. Es apolar y poco polarizable debido a su tamaño pequeño. Por tanto la
atracción entre moléculas de hidrógeno es mínima. El hidrógeno funde a 259° y se vaporiza
29

30. 253° C. Forma enlaces covalente muy fuertes, especialmente con el oxígeno, lo que le hace un muy
buen agente reductor.
Hidrógeno reacciona vigorosamente con oxígeno para formar agua cuando se lo enciende en el aire.
El hidrógeno tiene tres isótopos: 1H, 2H, y 3H. 1H, a menudo llamado protio, constituye más del
geno ,
99.9 por ciento del hidrógeno que existe de modo natural. Su núcleo consiste de un protón.2H, o
deuterio, constituye prácticamente todo el resto del hidrógeno que ocurre naturalmente. Este se
,
representa frecuentemente como D en las fórmulas químicas. El núcleo del deuterio consiste de un
químicas.
protón y un neutrón.3H, o tritio, tiene dos neutrones en su núcleo. Es radioactivo con una vida
tritio,
media de 12.3 años, decae por emisión beta para producir un isótopo de helio.
Tritio se forma en la atmósfera superior por reacciones nucleares que resultan del bombardeo por
superior
rayos cósmicos. También puede ser sintetizado. Una manera de hacer esto es bombardeando litio –
6 con neutrones.
El deuterio y tritio han sido muy útiles en la elucidación de mecanismos de reacción. Un átomo de
reacción.
hidrógeno de un compuesto puede ser reemplazado con uno de deuterio o tritio. Comparando la
ubicación del isótopo pesado en los reactivos ó productos es posible deducir el mecanismo de la
reacción.
El hidrógeno es único puesto que no pertenece a ningún grupo de la tabla periódica. Usualmente se
pertenece
lo coloca sobre el grupo de los metales alcalinos debido a su configuración electrónica 1 1. Pero sus
1s
propiedades son muy diferentes de las de los metales alcalinos.
Los Gases Nobles
Los miembros del grupo 8A tienen, con excepción del helio, un octeto completo de electrones en
l
su capa de valencia y por consiguiente son químicamente muy estables. Todos son gases a
temperatura ambiente todos ocurren de modo natural, aunque el radón existe solamente ccomo un
isótopo de vida corta. El argón es relativamente abundante en la atmósfera, mientras los otros
miembros del grupo aparecen en mínimas cantidades.
Los gases nobles se usan como atmósferas protectivas para reacciones químicas y ciertos procesos
físicos. El helio líquido (punto de ebullición 4.2 K) se usa como refrigerante. Una descarga
cos.
eléctrica se hace pasar a través de neón para producir señales luminosas. El helio se obtiene a partir
ca neón
de pozos de gas natural. El neón, kriptón, y xenón se destilan a partir de aire en fase líquida.
Debido a la estabilidad especial asociada con sus configuraciones electrónicas, los gases nobles
forman muy pocos compuestos. Los pocos que se forman incorporan solamente los gases nobles
más pesados debido a sus energías de ionización relativamente bajas. Las propiedades de los
energías
compuestos de xenón se presentan en la siguiente tabla,
30

31. Tabla IX. Propiedades de los compuestos de xenón.
El kriptón forma un solo compuesto conocido, KrF2. Es muy inestables y se descompone en sus
elementos a - 10° C.
Halógenos
Los halógenos tienen la configuración electrónica ns2np5, donde n puede ser 2, 3, 4, 5, o 6. A cada
uno de ellos le falta un electrón para llegar a la configuración de gas noble y por eso más
frecuentemente poseen estado de oxidación –1. El Fluor es el elemento más electronegativo y se
encuentra solamente en estados de oxidación 0 y –1. Otros halógenos, cuando se combinan con
elementos más electronegativos que ellos pueden exhibir estados de oxidación positivos de hasta
+7.
Muy poco se conoce del miembro radioactivo del grupo, astato. El isótopo más estable de este
elemento tiene una vida media de 8.1 horas. Cloro, bromo y yodo se hallan en el agua de mar,
mientras el fluor se halla en minerales.
Los halógenos existen como moléculas biatómicas, las cuales, en fase condensada, se mantienen
juntas mediante fuerzas de dispersión de London. La más grande, I2, tiene las fuerzas
intermoleculares de mayor magnitud. Esta es un sólido a temperatura ambiente. Br2 es un liquido a
temperatura ambiente, mientras Cl2 y F2 son gases.
Cloro y, particularmente, flúor son muy reactivos. Se combinan directamente con la mayoría de
elementos. Debido a que aceptan electrones tan fácilmente, los halógenos son Buenos agentes
oxidantes.
Algunas propiedades de los halógenos se resumen en la siguiente tabla,
Tabla X. Propiedades de los halógenos
31

32. El flúor se usa en plásticos, lubricantes, y polímeros tales como el Teflón , que se muestra en la
n
figura que sigue. El cloro se usa como agente blanqueador y en la industria de plásticos,
agente
principalmente en la fabricación de plásticos de polivinil cloruro (PVC). El uso mejor conocido del
bromo es en el papel fotográfico como bromuro de plata; el yodo se usa comúnmente como yoduro
de potasio que se agrega a la sal de mesa.
Figura 21. Estructura de politetrafluoretileno (teflón)
.
Los haluros de hidrógeno diatómicos incluyen tres de los ácidos fuertes: HCl, HBr, and HI. HF es
un ácido débil pero muy reactivo. HF(
HF(aq) reacciona con los silicatos para grabar el vidrio.
ra
Es debido a este tipo de reacción que las soluciones de HF no pueden ser almacenadas en
contenedores de vidrio, para eso se usa recipientes de plástico ó cera.
Los Interhalógenos son compuestos que contienen más de un halógeno. Ejemplos incluyen ClF, y
IF3. En tales compuestos se asigna un estado de oxidación de menos uno al halógeno más
electronegativo, el cual es, en todos los casos excepto uno, el flúor. El único interhalógeno que n
no
contienen flúor es el ICl3.
Cl, Br, y I forman una serie de oxianiones y oxiácidos. La siguiente tabla enumera las fórmulas y
nombres genéricos de los ácidos.
Tabla XI. Oxiácidos de los halógenos
.
La fuerza del ácido incrementa en cada serie con el aumento del estado de oxidación del
halógeno central.
32

33. Clase 11 No Metales (2)
El Grupo 6A
El Oxígeno
El oxígeno existe naturalmente en dos formas : dioxígeno(o simplemente oxígeno), O2, y ozono, O3.
O2 es un gas incoloro e inodoro a temperatura ambie
ambiente. Hierve a –183° C y se congela a –218° C.
183°
Como sabemos es esencial para la vida.
La configuración electrónica del oxígeno es [He] 2 22p4. Este alcanza una configuración de gas
2s
noble ganando dos electrones para convertirse en ión óxido, O2 , o compartiendo dos electrones
para formar enlaces covalentes. Tiende a formar dos enlaces covalente, sea dos enlaces simples ó un
enlace doble.
Muchas reacciones del oxígeno tiene energías de activación muy altas pero son exotérmicas y
autosustentables una vez iniciadas. La combustión, por ejemplo, es espontánea y exotérmica. Pero
generalmente se necesita un fósforo para iniciar el fuego. Una de las reacciones muy exotérmicas
del oxígeno, que se usa en soldadura, es la combustión del acetileno.
El ozono es un gas azul pálido tóxico de olor picante. El ozono tiene una molécula con un enlace
no
que se encuentra deslocalizado sobre los tres átomos de oxígeno.
Figura 22. Estructuras de resonancia del ozono
El ozono es un oxidante más fuerte que el oxígeno y en ocasiones se usa en lugar del cloro para
fuerte
tratamiento de aguas. El mayor consumo de ozono se da en la preparación de compuestos orgánicos
de importancia comercial incluyendo productos farmacéuticos y lubricantes sintéticos.
La tierra es protegida de la radiación solar dañina por una capa de la atmósfera que contiene una
concentración relativamente alta de ozono. El agotamiento del ozono en esta capa es una
preocupación científica en la actualidad.
Destrucción Catalítica de la capa d ozono estratosférica
de
La capa de ozono estratosférica tan importante para la vida en la tierra está siendo agotada por
procesos catalíticos causados por agentes químicos fabricados por el hombre. Entre estos agentes lo
más importantes son los cloro - fluo carbonos (CFCs), por ejemplo el freón 12 (CF2Cl2),
fluoro
33

34. Figura 23. Geometría molecular del freón 12
Los CFCs son moléculas muy estables en la baja atmósfera. En un período de varios años se
difunden lentamente hacia la estratosfera. En ésta, los CFCs están sujetos a la acción de la
radiación solar que provoca ruptura del enlace C – Cl :
CF2Cl2 + hν → CF2Cl + Cl
Los átomos de cloro actúan como catalizadores de la descomposición del ozono puesto que al
colisionar con el ozono adquieren un átomo de oxígeno para formar ClO y una molécula de O2:
Cl + O3 → ClO + O2
El ClO formado puede reaccionar con varias especies, particularmente oxígeno atómico para
reformar el átomo de cloro y producir una molécula de O2 :
ClO + O → Cl + O2
La suma de esta secuencia de reacciones es simplemente la descomposición del ozono:
Cl + O3 → ClO + O2
ClO + O → Cl + O2
O3 + O → 2O2
El átomo de cloro actúa como catalizador de la descomposición, pues como se ve es una
sustancia que acelera la velocidad de la reacción global sin sufrir cambio permanente.
Debido a que la presencia de CFCs en la estratosfera da como resultado la reducción sustancial
de la capa protectora de ozono, la manufactura y uso de estas sustancias ha sido disminuida
grandemente en las naciones industrializadas. Lamentablemente, debido a la acumulación de las
mismas sus efectos continuarán todavía por varias décadas.
Los otros elementos del grupo 6A: S, Se, Te y P
Los otros elementos del grupo 6A tienen configuración electrónica exterior ns2np4, donde n va de
3 hasta 6. Como el oxígeno, ellos comúnmente tienen estado de oxidación –2. A diferencia del
oxígeno, ellos pueden existir en estados de oxidación positivos y pueden expandir el octeto en sus
capas de valencia. La siguiente tabla muestra algunas de las propiedades más importantes de los
elementos del grupo 6A.
34

35. Tabla XII. Propiedades de los elementos del grupo 6A.
El azufre es relativamente abundante. Este existe en depósitos elementales subterráneos y en
minerales como sulfato y sulfuro. Selenio y teluro existen en minerales raros y como constituyentes
menores de algunas menas metálicas.
El azufre asume varias formas en la naturaleza. El azufre rómbico es amarillos, casi inodoro e
insoluble en agua. Consiste de un arreglo en forma de anillo con 8 miembros:
Figura 24. Estructura del azufre rómbico.
Selenio y teluro existen principalmente como sustancias cristalinas que contiene cadenas
helicoidales de átomos.
Figura 25. Porción de la estructura cristalina del selenio. Las líneas entrecortadas representan
interacciones de enlace débiles entre cadenas adyacentes. El teluro tiene la misma estructura.
La combinación directa de azufre con elementos de menor electronegatividad produce sulfuros, que
contienen el ión sulfuro, S2 . Muchos metales se hallan en forma de sulfuros en minerales. El
sulfuro de hidrógeno, H2S, tiene un olor característico a huevos podridos, es muy tóxico, pero
35

36. detectable a concentraciones muy bajas y no tóxicas. El olor del gas natural se debe al azufre que se
natural
añade a él. El olor permite detectar una fuga de gas antes de que una gran cantidad de gas haya sido
liberada.
Cuando se quema azufre se produce dióxido de azufre , SO2. Pequeñas cantidades de trióxido de
azufre, SO3, se producen también. SO3 es de importancia comercial debido a que es el anhídrido
ucen
del ácido sulfúrico, H2SO4. En la fabricación de ácido sulfúrico el SO2 producido por combustión
es convertido catalíticamente a SO3. El SO3 se disuelve primero en H2SO4.
El líquido resultante se mezcla con agua.
íquido
El ácido sulfúrico es un líquido denso e incoloro. Se usa como agente oxidante y deshidratante.
El ácido sulfúrico es el único acido diprótico fuerte que se conoce. Este se ioniza en el agua según
las siguientes ecuaciones.
Ka para la segunda ionización es 1.1 10–2. El ácido sulfúrico forma dos series de compuestos:
sulfatos, que contienen el ión SO42- y bisulfatos, que contienen el ión HSO4 .
,
El prefijo tio se refiere al reemplazo de otro átomo con uno de azufre. Un ejemplo de éste es la
formación del ión tiosulfato, S2O32- .
Figura 26. (a) ión sulfato, SO42–, y (b) ión tiosulfato, S2O32–.
36

37. Clase 12 Fuerzas Intermoleculares
Introducción
Las sustancias que son gases o líquidos a temperatura ambiente suelen estar formadas por
moléculas. En los gases las fuerzas de atracción intermoleculares son insignificantes en
comparación con las energías cinéticas de las moléculas; por ello, en promedio, las moléculas de
gas se hallan muy distantes entre sí y en movimiento continuo y caótico. En los líquidos las fuerzas
intermoleculares tienen la suficiente magnitud para mantener las moléculas muy juntas, sin
embargo, las moléculas aún pueden moverse con relativa libertad. En los sólidos las fuerzas de
atracción entre las partículas tienen la suficiente magnitud para detener el movimiento de las
moléculas y obligar a las partículas a ocupar sitios específicos en un arreglo tridimensional.
Fuerzas Intermoleculares
Existen tres tipos de fuerzas intermoleculares que se manifiestan entre moléculas neutras: (a)
fuerzas dipolo – dipolo, (b) fuerzas de dispersión de London, y (c) puentes de hidrógeno.
Las fuerzas dipolo - dipolo se manifiestan entre moléculas neutras polares. Las moléculas polares se
atraen por medio de estas fuerzas ya que el extremo negativo de la una atrae al extremo positivo de
la otra. Estas fuerzas son efectivas cuando las moléculas polares están muy próximas. Las fuerzas
dipolo – dipolo aumentan al aumentar la polaridad. Este efecto se observa en los puntos de
ebullición de las sustancias; una sustancia con mayor momento dipolar tiene mayor punto de
ebullición. Ej. el CH3Cl (cloro metano) tiene un momento dipolar , µ =1.9 Debyes y un punto de
ebullición de 249 K, en cambio, el CH3CN (acetonitrilo) tiene un momento dipolar , µ =3.9 Debyes
y un punto de ebullición de 355 K.
Las fuerzas de dispersión de London, aunque operan entre todas las moléculas sean polares o no, en
realidad son importantes para explicar la atracción de moléculas o átomos neutros. Las fuerzas de
dispersión de London regularmente son muy débiles y su magnitud depende de la polarizabilidad, y
por ende del tamaño de las moléculas o átomos. Las fuerzas de dispersión aumentan su magnitud al
aumentar el peso molecular, aunque la forma de la molécula es también un factor importante.
Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo
de hidrógeno de un enlace polar (particularmente de un enlace H – F, H–O, o H – N) y un par de
electrones no compartido de un ión o átomo electronegativo cercano (comúnmente un átomo de F,
O o N de otra molécula). Por ejemplo, se establece un puente de hidrógeno entre 2 moléculas de
HF. Los puentes de hidrógeno son responsables del punto de ebullición relativamente alto del agua
y el hecho que el agua líquida sea más densa que el hielo.
En resumen, las fuerzas de dispersión están presentes en todas las sustancias, su magnitud se
incrementa al aumentar el peso molecular y dependen de la forma de las moléculas. Las fuerzas
dipolo - dipolo se suman al efecto de las fuerzas de dispersión y se manifiestan en moléculas
polares. Los puentes de hidrógeno que se reconocen por la presencia de de átomos de H unidos a F,
O, o N, también se suman al efecto de las fuerzas de dispersión. Los puentes de hidrógeno suelen
ser el tipo más intenso de fuerzas intermoleculares.
Ejercicios
1. Liste las sustancias BaCl2, H2, CO, HF, y Ne en orden de punto de ebullición creciente
2. Identifique las fuerzas intermoleculares presentes en las sustancias siguientes y seleccione
aquella que tiene el punto de ebullición más alto: CH3CH3, CH3OH, CH3CH2OH.
37

38. Viscosidad: se define como la resistencia a fluir que manifiesta un líquido. Cuanto mayor es la
viscosidad de un líquido más lentamente fluye. La viscosidad depende de las fuerzas
intermoleculares, la viscosidad disminuye al aumentar la temperatura porque la energía cinética de
sus moléculas aumenta y pueden vencer más fácilmente las fuerzas de atracción entre ellas.
Tensión superficial: es la fuerza que “jala” las moléculas superficiales de un líquido para atraerlas
hacia el interior y así reducir su área superficial. Por esto, las moléculas superficiales de un líquido
se hallan empacadas más juntas y se manifiestan como una especie de “piel” del líquido.
Sólidos de red covalente: consisten en átomos unidos en grandes redes o cadenas mediante enlaces
covalentes. Dos ejemplos muy conocidos de estos sólidos son el diamante y el grafito, dos alótropos
del carbono.
En el diamante cada átomo de carbono está unido a otros cuatros en una unidad tetraédrica formada
por fuertes enlaces simples C – C. Esta matriz tridimensional interconectada es responsable de la
excepcional dureza y alto punto de fusión del diamante.
Figura 27. Matriz tridimensional del diamante.
En el grafito, en cambio, los átomos de carbono se disponen en capas compuestas de anillos
hexagonales planares. Cada átomo de carbono está unido a otros tres en la capa. La distancia entre
carbono adyacentes es 1.42 Angstroms. Las capas están separadas 3.41 Angstroms y se mantiene
juntas por débiles fuerzas de dispersión. Por esto, las capas se deslizan fácilmente una sobre otra
cuando se frotan y le proporcionan la naturaleza “grasosa” al material. El grafito se usa como
lubricante y para fabricar las puntas de los lápices.
Trabajo en clase: Forme grupos de 3 – 4 personas y conteste lo siguiente
1. Qué tipo de fuerzas intermoleculares operan (a) entre todas las moléculas, (b) moléculas
polares (c) el átomo de hidrógeno de un enlace polar y un átomo electronegativo cercano?
2. Qué clase de fuerzas de atracción deben vencerse para (a) hervir agua, (b) fundir KCl, (c)
sublimar I2, (d) hervir H2S
38

39. 3. Los momentos bipolares de HCl y HI son 1.08 D y 0.44 D, respectivamente. (a) Cual de las
dos sustancia tiene las interacciones dipolo- dipolo más fuertes? (b) Cual tiene las fuerzas
de dispersión más altas?
4. Como cambia la viscosidad de un líquido al aumentar la temperatura?
5. Identifique las fuerzas intermoleculares presentes en las sustancias siguientes y seleccione
aquella que tiene el punto de ebullición más alto: (a) C6H14, o C8H18, (b) C3H8 o CH3OCH3
(c) CH3OH o CH3SH?
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40. Bibliografía
1. Huheey, James E., Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity, 4ta
edición, Benjamin/Cummins, 1993
2. Cotton, F. Albert, Química Inorgánica Básica, 4ta edición, John Wiley, 2000
3. Chang, Raymond, Química, 7ma edición, McGraw Hill, 2002
4. Brown, Theodore, Química: La Ciencia Central, 7ma edición, Prentice Hall, 1998
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