K= = . . Fe = y Fc = . + orbita ?e2 ESPECTRO VISIBLE Los diferentes colores obtenidos como consecuencia de la dispersión de la luz blanca, constituyen el espectro visible. sus enunciados en la teoría cuántica de Planck y en los espectros Atómicos; explicando acertadamente los defectos del modelo de Rutherford. Bohr, realizó estudios basados en el “espectro del Hidrógeno” y concluyó con los siguientes postulados: 1er. Postulado “En el dominio atómico se puede admitir que un electrón se mueve en una orbita sin emitir energía” Deducción: Donde Fe = Fuerza electrostática Fc = Fuerza centrífuga De la figura: Fe = Fc Sustituyendo los valores:
( q )( q ) me.V2 r2 r Pero: q = e y K=1 Luego: e2 r 2 = me.v2 r Finalmente: me. V2 = e r 2do. Postulado “La energía liberada al saltar un electrón de una orbita activada a otra inferior de menor activación es igual a la diferencia de energía entre el estado activado y primitivo” Fig. 3 Excitación del átomo de hidrógeno E2 – E1 = h. ? Donde:
E2= Energía del electrón en la orbita exterior. E1= Energía del electrón en la orbita interior. h= Constante de Planck ? = Frecuencia
Luego la energía total
Et = 2r Donde: Et = energía total del electrón e = carga del electrón Rojo Naranja Amarillo Verde Azul Indigo Violeta
Fig. 1 La luz blanca se descompone en siete colores de luz.
III. ATOMO DE NIELS BOHR
Bohr, discípulo de Rutherford, fundamento PRISMA Luz Blanca K ( q )( q ) me.V2 r2 r
Donde: me = masa del electrón V= Velocidad del electrón Fe Fc r= Radio de la r q= Carga del electrón
Fig. 2 Interacción electrostática entre el protón y el electrón. + +E
-E
? R? 2 ? 2 ? ?ni nf ? ? ? pero: ?? R? 2 ? 2? n .h 4?2me2 U ? 2(0,529n A) Th b) Np Th U?AZX?42? ? X Th r = radio de la orbita 3er. Postulado “Solamente son posibles aquellas orbitas en los cuales se cumple que el producto del impulso del electrón por la longitud de su orbita que describe es un múltiplo entero de h”.
m . v . 2? . r = n . h
Donde: m x V = impulso del electrón 2?r = longitud de la orbita. n= número entero (n = 1,2,3,…) h = constante de Planck.
De donde: 2 2 r = sustituyendo los valores h, m y e; se tiene: r = 0,529n2 º A Donde: r = radio de la orbita n = nivel de energía
Si en la ecuación: ?e2 Et = 2r Se sustituye los valores de e y r: t = ?9,1×10?19coul º 2 Luego:
Et = – Erg 2,.18×10 n2 ?11 Et = – ev 13,6 n 2 Et = – 313,6 Kcal/mol n2 IV. NUMERO DE ONDA Luego: 1 ? 1 1 ? ? 1 ?
? 1 1 ? ?ni nf ?
?= número de onda (? = 1/ ?) R = Constante de RYDBERG R = 109678 cm-1 ? 1,1x 105cm-1 ni = Orbita interior nf = Orbita exterior
PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS I.
1. RADIACTIVIDAD:
¿Cuál de los siguientes nuclídos se producirá por emisión de una partícula ALFA (?) del nuclido de 238 92 a) 234 90 d) U 234 92 e) 242 90 c) Pu 234 94 242 93
Resolución: Aplicando: 238 92 Donde: A = 238 – 4 = 234 234 90 234 90 Z = 92 –2 = 90 ? El nuclidoes: Rpta. (a)
Au bX + ? ? U ? a) 92U Th ?+ ? ? + X Pu 😯 0n? 1H + 1H? 2He + 0n ??168O + 21H 7N + 92U +42? ? Te 13Al+ 0n? 12Mg+ 1H 2. X a Un isótopo b es bombardeado con partículas “?” originándose La reacción: a 197 79 +n ¿Cuáles es el valor de a+b? c) 269 a) 197 d) 271 b) 250 b) 281 Resolución:
Aplicando el balance en la Rx: X 4 + 2 ?? 197 79 Au + 1 0 n a b
Donde: a = 198 – 4 = 194 b = 79 – 2 = 77 Luego: a + b = 194 + 77 = 271
Rpta.: (d) 3. De las siguientes reacciones nucleares la reacción de Fisión nuclear es: a. 16 + 1 13 6C + 4 2He b.
c. 2 3 4 1
14 4 2 d. 235 ? 234 90 Th e. 27 1 24 1 Rpta. ………………………. 4. ¿Cuál de los siguientes nuclidos se producirá por emisión de una partícula “?” del nuclido de 235 uranio: 92 236 b) Np 235 93 Pa 235 c) 91 d) Pu 239 94 e) 231 90 5. Rpta. ……………………….
¿Cuántas partículas Alfa (?) y Beta (?) emitirá la siguiente reacción nuclear?
239 231 94 93 c)1;4 a) 1;2 d) 2;4 b) 2;3 e) 1;5 6. Rpta. ……………………….
Los rayos emitidos por una fuente radiactiva pueden desviarse por un campo eléctrico ¿Cuál de las siguientes proposiciones son verdaderas (V)? I) Los rayos “?” se desvían hacia la placa negativa II) Los rayos “?” se desvían hacia la placa positiva III) Los rayos “?” no se desvían
Rpta. ………………………. 7. El isótopo Teluro 130 52 ? al ser bombardeado con partículas alfa (?) origina un nuevo elemento y libera dos neutrones por cada átomo de Teluro ¿Cuántos neutrones tiene el nuevo elemento transmutado?
a) 54 b) 64 c) 72 d) 82 e) 92
Rpta. ……………………….
-8 ? = magnéticas deducimos: f=h .c. que la II. RADIACIONES ELECTROMAGNÉTICAS 1.
*
*
*
* Indique la afirmación verdadera (V) y Falso (F) en: El color violeta tiene una longitud de onda mayor que el color amarillo ( ). El color rojo tiene mayor frecuencia que la del color verde ( ). Las ondas de T.V. tienen mayor frecuencia que el del radar ( ). Los rayos “X” tienen menor longitud de onda que el de los rayos ? ( ). a) VVVV d) FFFF Resolución: Por teoría de b) VFFF e) FFVV
radiaciones c) VVVF
electro- 1 ? longitud de onda (?) * La longitud de onda: Color violeta < color amarillo ? es falso (F) *
*
*
2. La frecuencia: El color rojo < color verde ? es falso (F)
La Longitud de onda: Las ondas de T.V. < Radar ? es falso (F) La longitud de onda: Rayos x > rayos ? ? es falso (F) Rpta. (d)
Calcular la frecuencia de una radiación electromagnética cuya º longitud de onda es 1000 A .
a) 1,5 x 104 ciclos/s b) 3 x 103 ciclos/s c) 1,5 x 105 ciclos/s d) 3 x 105 ciclos/s e) 3 x 108 ciclos/s Resolución Se sabe que: ?? c ? c = 3 x 1010cm/s º Donde ? = 1000 A º y 1 A = 10 cm
Luego: 3x1010cm/s 1000×10?8cm
? = 3×105 ciclos/s
Rpta.: (d) 3. Calcular la energía de un fotón cuya longitud de onda es de º 4000A (en Joules)
Rpta. ………………………. 4. Una emisora radial emite una señal de 5 Kilohertz. Calcular el valor de su longitud de onda en Nanómetros (nm)
Rpta. ………………………. 5. De acuerdo al gráfico que se muestra. Hallar la energía en Joules de 1 mol de fotones
h = 6,62×10-34J x S
40 nm
Rpta. ……………………….
= 1,1 x 105 cm-1 ? ?2 ? 2 ? 2 r = 0,529 (4)2A a) 1,2 x 10 cm Se sabe que: ? = R? ? ? ni ? 2 ? ?……(1) III. ATOMO DE BOHR Y Nº DE ONDA 1. ¿Cuánto mide el radio de la orbita en el átomo de Bohr para n = 4? º b) 12,214 A º d) 8,942 A º a) 8,464 A º c) 5,464 A º e) 6,464 A Resolución º Se sabe que r = 0,529n A ……….(1) Donde n = 4 ? (nivel) Luego en (1):
º
º r = 8,464 A
Rpta. (a) 2. Si un electrón salta del quinto nivel en el átomo de hidrógeno. Calcular el Nº de onda (?). R = 1,1 x 105 cm-1 1 ? nf ? 5 -1 b) 3,2 x 105 cm-1 c) 2,3 x 105 cm-1 d) 4,2 x 105 cm-1 e) 2,8 x 105 cm-1
Resolución: ? 1 2 Donde: ni = 2 nf = 5 y R = 1,1 x 105 cm-1 reemplazando en (1): ? 1 ? 5 ? ? 1 2 ? = 2,3 x 105 cm-1
Rpta. (c) 3. El radio de la órbita de Bohr en el átomo de hidrógeno para n = 2 º es: (en A ) 4.
5. Rpta. ……………………….
¿A que nivel de energía en el átomo de hidrógeno corresponde la energía de –1.51ev?
Rpta. ……………………….
Hallar la longitud de onda de en nanómetros de un fotón que es emitido por un electrón que cae el 3er nivel al 1er nivel de energía en el átomo de hidrógeno.
Rpta. ………………………. 6.
7. Calcular el número de ondas para el átomo de hidrógeno cuyo electrón salta del 4to nivel al 2do nivel de energía. (RH = 1.1 x 105cm-1)
Rpta. ……………………….
¿Qué cantidad de energía se requiere para pasar un electrón del nivel n = 1 al nivel n = 2 en el átomo de hidrógeno? (expresado en Kcal)
Rpta. ……………………….
?2? 8?2m ?2? I. NUMEROS CUANTICOS
Como consecuencia del principio de dualidad de la materia y el principio de incertidumbre, Erwin SCHRODINGER (1927) propuso una ecuación de onda para describir el comportamiento del electrón, posteriormente un año después la especulación de Bruglie de que los electrones eran partículas ondulatorias, fue comprobado por C.J. Dansson y L.H. Germer. La ecuación de SCHRODINGER, que indica el movimiento del electrón en tres dimensiones del espacio: ? ? ? ?E?V?? ?0 ?z2 h2 ?2? ?y2 ?2? ?x2 Donde:
m = masa del electrón h = constante de Planck E = energía total V = energía potencial ? = función de onda = Segunda derivada parcial ?x2 de ? con respecto al eje x.
Al desarrollar la ecuación, aparecen como consecuencia tres números cuánticos n, ?, m. El cuarto número es consecuencia de una necesidad para estudiar el espectro molecular de sustancias: S a. Número cuántico principal (n): nivel Indica el nivel electrónico, asume valores enteros positivos, no incluyendo al cero.
El número cuántico principal nos indica el tamaño de la órbita.
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,…. etc.
Niveles : K, L, M, N, O, P, Q.
Nº Máximo de electrones = 2n²
n = nivel (1,2,3,4) max e = 32e
Nº Max e = 2 3 18 32 50 – 72 – 98 ….. etc ? ? ? 32 18 8 b) Número cuántico secundario (?): Subnivel
Llamado también numero cuántico angular o azimutal.
Indica la forma y el volumen del orbital, y depende del número cuántico principal.
? = 0,1,2,3, …., (n-1) Nivel (n) Subnivel (?) N=1 ? ? =0
N=2 N=3 N=4 ? ? ? ? = 0,1 ? = 0,1,2 ? = 0,1,2,3 La representación s, p, d, f: s p d f ? ? ? ? Sharp principal difuse fundamental Nº max e = 2 (2? + 1)
Orbital: región energética que presenta como máximo 2e
?? Orbital apareado (lleno) desapareado ? Orbital (semilleno)
Orbital vacío * Orbital o Reempe R = región E = espacial E = energético de M = manifestación P = probalística E = electrónica Forma del Orbital “S”:
Forma esférica: z y z ? =0 Forma del orbital “p”: Forma de ocho (lobular) Z z z Y y x x x y py pz px
? =1 ? =2
x Forma del orbital “d”: Forma de trébol
x
y y dxy z dxz z dxz z y x x y dx² – y² dz
c. Número cuántico magnético (m): Determina la orientación en el espacio de cada orbital. Los valores numéricos que adquieren dependen del número cuántico angular “?”, éstos son: M = -?, …, 0, …, + ?
Ejm: ? =0 ? m=0 ? = 1? m = -1, 0, + 1 ? = 2? m = -2, -1, 0, + 1, +2 ? = 3? m = -3, -2, -1, 0, + 1, +2, +3
De acuerdo a los valores que toma “m” se tiene la siguiente fórmula: Nº valores de m = 2 ? + 1
Ejm: ? = 0 ? m = 2(0) + 1 = 3 ? = 1 ? m = 2(2) + 1 = 5 ? = 2 ? m = 2(3) + 1 = 7
Obs.: Por convencionismo, se toma como valor respetando el orden de los valores
Ejm: d. Donde: m = -2 ? dxy m = +1 ? dx² – y²
Número cuántico spín (s) Aparte del efecto magnético producido por el movimiento angular del electrón, este tiene una propiedad magnética intrínseca. Es decir el electrón al girar alrededor de su propio eje se comporta como si fuera un imán, es decir tiene spín.
Los únicos valores probables que toma son (+ ½) cuando rota en ½) sentido antihorario y (- cuando rota en sentido horario
N S e e S Rotación Rotación Antihorario N
Horaria S=+½ S =- II.
III. ½
PRINCIPIO DE PAULING Indica que ningún par de electrones de cualquier átomo puede tener los cuatro números cuánticos iguales.
Ejm:
CONFIGURACION ELECTRONICA Es la distribución de los electrones en base a su energía. Se utiliza para la distribución electrónica por subniveles en orden creciente de energía. Niveles: K, L, M, N, O, P, Q Subniveles: s, p, d, f Representación: n?x n = nivel (en números) ? = sub nivel (en letras) x = Nº de electrones en ?
ER = n + ? – –
Na: 1s² 2s² sp 3s P P P P a. ER = energía relativa n = nivel del orbital ? = subnivel del orbital Son las reglas de Hund, los que nos permiten distribuir los electrones de acuerdo a la energía de los orbitales, se le conoce como “Principio de Máximo Multiplicidad”.
Regla de Hund: Los electrones deben ocupar todos los orbitales de un subnivel dado en forma individual antes de que se inicie el apareamiento. Estos electrones desapareados suelen tener giros paralelos.
Ejm: 5p4 ??? ?? (falso) 5px 5py 5pz
5p4 ??? ? ? (verdadero) 5px 5py 5pz Ejm: Hallar la energía relativa (ER) 5p4: ER = 5 + 1 = 6 *
ER Orden creciente en sus ER: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d ? ? ? ? ? ? ? ?- ? – ? – ?- ?- ?- ?
…. etc Ejm: Para n = 4 ? = 0,1,2,3 4s ? ER = 4 + 0 = 4 4p ? ER = 4 + 1 = 5 4d ? ER = 4 + 2 = 6 4d ? ER = 4 + 3 = 7 b. La Regla del Serrucho 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q S² S² S² S² S² S² S² P 6 6 P 6 6 6 6 d10 d10 d10 d10 f14 f14
2 8 18 32 32 18 8 Ejm: 6 1 11 k2 L8 M1
Observación: Existe un grupo de elementos que no cumplen con la distribución y se le aplica el BY- PASS (Antiserrucho).
d4 y d9 y se cambian a d5 y d10 Ejm:
c. Cr: 1s2 2s2 2p6 3s² 3p6 4s2 3d4 24 1s2 2s2 2p6 3s² 3p6 4s1 3d5
Cu: 1s2 2s2 2p6 3s² 3p6 4s2 3d9 29 1s2 2s2 2p6 3s² 3p6 4s1 3d10
Nemotecnia: Si So Pa
Se da pensión So Pa
se da pensión se fue de paseo Se fue de paseo
1s …….. 2p …….. 3d …….. d. simplificada 4f ……..
Configuración (Lewis) GASES NOBLES 2He-10Ne- 18Ar-36Kr- 54Xe – 86Rn Ejm: Be: 1s2 2s2 4 ?He? 2s2
Ca: 1s 2s sp 3s 3p 4s B Isoelectrónico A 2 20 2 2 6 2 6
?Ar?4s2 7 N: 1s2 2s2 2px1 2p1y 2p1z
Kernel 5e de valencia s ?? pz ? N ? px ? py
PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS 1. Un átomo “A” presenta 4 orbitales “p” apareados, el ión B2+ es isoelectrónico con el ión A1-. Determine los números cuánticos que corresponden al último electrón del átomo “B”
a) 3, 2, -3, + ½ b) 4, 0, 0, + ½ c) 3, 2, -1, + ½ d) 2, 1, -1, – ½ e) 4, 1, -1, – ½ Resolución A ? 4 orbitales apareados p = 16 e = 16 1s²2s²2p63s23p4 Luego:
2+ 1- p = 19 p = 16 e = 17 e = 17 Donde: Bº : ?Ar? 4s1 18 p = 19
e = 19 n =4, ? = 0, m = 0, s = + ½ 2. Rpta. (b) ¿Cuántos electrones presenta en el nivel “M”, el elemento zinc (Z=30)? c) 18 d) 32 e) 10 a) 2 b) 8
Resolución Sea: Znº
P = 30 e = 30
Conf. e : 1s²2s²2p63s23p64s²3d10
Niveles: K2L8M18N2 3. “M” ? tiene 18e
Rpta. (c)
¿Cuál es el máximo número atómico de un átomo que presenta 5 orbitales “d” apareados? b)43 c) 33 d) 47 e) a) 28 49
Resolución: Para un átomo “X” que presenta 5 orbitales “d” apareados: d10 = __ __ __ __ __ d5 = __ __ __ __ __ Conf.e : 1s²2s²2p63s²3p64s²3d104p65s²4d5 ? Zmáx = 43 e t = 43
Rpta. (b)
X3? X X d = __ __ __ __ __ 4. El quinto nivel de un ión de carga (+3), sólo tiene 3e ¿Cuál es su d) 54 e) número atómico?
a) 48 b) 50 c) 52 56 Resolución Sea el ión X3+ Niveles: K s² L s² M s² N s² O s² p6 p6 p6 p6 d10 d10 e
Donde: ? Z = 52 = 49
X3+ P = 52 E = 49 Rpta. c 5. Si el número de masa de un ión tripositivo es 59, y en su tercera capa presenta 5 orbitales desapareados. Calcular el número de neutrones. a) 28 b) 29 c) 30 d) 31 e) 32
Resolución 3? 59 X 3ra capa: 5 orbitales desapareados K s² L s² M s² N s² p6 p6 d5
Donde e = 25
5 5 orbitales desapareados. Luego: A=P+n n=A – P n = 59 – 28 = 31 59 p = 28 e = 25
n = 31 Rpta. (d) 6. Determinar la suma de los neutrones de los átomos isótopos X 34 30 X , de un elemento, sabiendo que el átomo tiene 10 electrones distribuidos en 6 orbitales “p”.
a) 30 b) 31 c) 32 d) 33 e) 34
Resolución Aplicando la teoría de isótopos: “P” iguales 30 34 P P
Donde:
P6 = __ __ __ P4 = __ __ __ Conf. e : 1s²2s²2p63s23p4 e = 16 p = 16 Luego: X X 34 30 p = 16 n1 = 14 p = 16 n2 = 18 Finalmente: ?(n1 + n2) = 14 + 18 = 32
(n1 + n2) = 32
Rpta. (c)
e : ?Ar? 4s²3d 7. La combinación de los números cuánticos del último electrón de un átomo es:
n = 4; ? = 1; m? = +1; ms= + ½
Hallar su número de masa (A), sabiendo que la cantidad de neutrones excede en 4 a la de los protones.
a) 64 b) 74 c) 70 d) 84 e) 89
Resolución Aplicando la teoría de Nº cuánticos:
Donde:
n = 4; ? = 1; m? = +1; ms= + ½
Siendo la conf. e : __ ? = 1 ? m? = -1 __ 0 __ +1 ms = + ½ 10 4p3 18 La conf.
A X
e = 33 p = 33 n = p + 4 = 37 A = 33 + 37 = 70
A = 70
Rpta. (c) 8. ¿Qué cantidad de electrones cumple con tener, su último electrón con energía relativa 4? a) 7 b) 8 c) 2 d) 5 e) 10 Resolución:
Para que la energía relativa sea igual a 4
ER = 4
Aplicando: ER = n + ?
Luego: Si n = 3; ? = 1? 6 electrones ER = 3 + 1 = 4 Si n = 4; ? = 0? 2 electrones ER = 4 + 0 = 4
Finalmente: 8 electrones
Rpta. (b) 9. Indicar ¿cuántos electrones tiene el penultimo nivel de energía el átomo de gas noble Xenon(54Xe)?.
Rpta: ………. 10. Hallar la energía relativa para un átomo que presenta el máximo número de electrones cuya distribución electrónica posee 10 subniveles saturados.
Rpta: ………. 11.
12. ¿Cuáles son los valores de los números cuánticos para un átomo que tiene 30 electrones?
Rpta: ………. ¿Cuál de las siguientes combinaciones no presenta un orbital permitido?
13. Rpta: ……….
Un átomo “X” presenta 7 orbitales “p” apareados, el ión Y3+ es isoelectrónico con el ión X4-. Determinar los electrones del último nivel del átomo “y” Rpta: ………. 14. Un átomo presenta en su configuración electrónica el subnivel más energético y posee energía relativa igual a 5. Si dicho subnivel posee 2 orbitales llenos y más de 1 orbital semilleno. Hallar el número atómico del átomo
Rpta: ………. 15. verdaderos ¿Cuántos son teóricamente? I)
II)
III)
IV) El número máximo de electrones para ? = 8 es 34. El número máximo de orbitales ? = 8 es 17. El número máximo de orbitales por cada nivel es n², para cualquier valor de “n” Los orbitales 4fxyz y 5dz² son degenerados Rpta: ………. 16. Los números cuánticos del electrón más energético son (4,0,0, + ½) de un átomo neutro. Si el número de protones excede en 2 al número de neutrones. Hallar el número de masa del átomo.
Rpta: ……….
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
I. INTRODUCCIÓN JOHANN W. DOBEREIRIER, Químico Alemán, en 1829 agrupó por “TRIADAS” (grupos de Tres) ordenó a los elementos de propiedades semejantes en grupos de tres y el peso atómico del elemento central era aproximadamente igual a la media aritmética de los otros dos elementos.
TRIADA Cl Br I Peso Atómico 35 80 127
BEGUYER DE CHANCOURTOIS, Francés que en 1862 propuso el “Caracol Telúrico”, que figuró el sistema de los elementos en forma de espiral, donde cada vuelta contenía 16 elementos (Base del Peso Atómico del Oxígeno como 16).
JOHN A. NEWLANDS, Inglés en 1864 estableció la “Ley de las Octavas”, ordenó a los elementos de menor a mayor peso atómico en grupos de 7 en 7, presentando propiedades similares después de cada intervalo de 8 elementos. 1º Li 2º Be 3º B 4º C 5º N 6º O 7º F 8º Na 9º Mg Propiedades Semejantes II.
1.
2.
3.
4. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS SEGÚN MENDELEIEV (1869) Mendeleiev, ordenó su clasificación de los elementos de acuerdo a la siguiente ley: LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS SON UNA FUNCIÓN PERIÓDICA DE SU PESO ATÓMICO
Colocó los cuerpos simples, en líneas horizontales llamados “PERIODOS”.
Formó “Familias Naturales” de propiedades semejantes. Consiguió de ésta manera 8 columnas verticales que denominó “GRUPOS”
IMPORTANCIA DE LA CLASIFICACIÓN DE MENDELEIEV:
Las familias naturales están agrupadas según su valencia, tales como F, Cl, Br, I (Columnas).
Permitió descubrir ciertas analogías no observadas, como las del Boro y Aluminio
Consiguió determinar los pesos atómicos como el Berilio
Los Gases Nobles, posteriormente descubiertos, encontraron un lugar adecuado en dicha clasificación a la derecha del grupo VII perfeccionando la tabla.
5. Se dejaron casilleros vacíos los elementos no descubiertos y cuyas propiedades se atrevió a predecir:
Eka–Aluminio: Galio (Boisbandran, 1875) Eka-Boro: Escandio (L. Nelson, 1879) Eka-Silicio: Germanio (C. Winkler, 1886) DE ESTA LEY DESVENTAJAS PERIÓDICA: 1º no encuentra El Hidrógeno posición única. 2º la Presenta dificultad para ubicación de las tierras raras. 3º
III. La posición de algunos elementos de acuerdo a su P.A. presenta errores como las parejas: K–Ar, I-Te, Ni–Co; que deben ser invertidas para adecuarse a la tabla.
CLASIFICACIÓN ACTUAL DE LOS ELEMENTOS En 1913, el Inglés Henry G. Moseley, estableció un método de obtención de valores exactos de la carga nuclear, y en consecuencia el número atómico de los elementos. Para ello tomó como anticátodo en un tubo de rayos X. Deduciéndose la ley que lleva su nombre: “La Raíz Cuadrada de la Frecuencia en función lineal del Número Atómico Z”.
f ? a(Z?b) f = Frecuencia Z = Número Atómico A,b = Constantes
Con éste criterio científico como Bohr, Rang, Werner y Rydberg, propusieron ordenar el sistema periódico de los elementos, en orden creciente a su número atómico.
DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL 1.
2. Está ordenado en forma creciente a sus números atómicos.
Su forma actual, denominada “Forma Larga” fue sugerida por “Werner” en 1905, separa en bloques los elementos, según sus configuraciones electrónicas –
–
– s d p f
Los elementos cuya configuración electrónica termina en “s” o “p” son denominador “Representativos” y son representados por la letra “A”
Los elementos que tienen una configuración que termina en “d” son denominados de “transición externa” y sus columnas se le asignan la letra “B”
Los elementos cuya configuración terminan en “f” se denominan de “transición interna”. Existen sólo
dos períodos denominados Lantánidos y Actínidos. – Esta formado por 18 grupos (verticales) y 7 períodos (horizontales), éstos últimos indican el número de niveles de energía. IA:MetalesAlcalinos:Li,Na,K,Rb,Cs,Fr IIA:MetalesAlcalinosTerreos:Be,Mg,Ca, Sr,Ba,Ra IIIA:Boroides:B,Al,Ga,In, Tl IVA:Carbonoides:C,Si,Ge,Sn,Pb VA:Nitrogenoides:N,P,As,Sb,Bi VIA:AnfígenosoCalcógenos:O,S,Se,Te,Po VIIA:Halógenos:F,Cl,Br,I,At VIIIA:GasesNobles:He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn MetalesDeAcuñación:Au,Ag,Cu Elementospuente:Zn,Cd,Hg,Uub
PROPIEDADES PERIÓDICAS
RADIO ATÓMICO (R) Es la mitad de la distancia entre dos átomos iguales unidos por determinado tipo de enlace.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (I) Es la cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón enlazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ión con carga +1.
AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE) Es la cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga –1.
ELECTRONEGATIVIDAD (X) La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia si, cuando se combina químicamente con otro átomo.
METALES (CM), NO METALES (CNM) Y METALOIDES Es un esquema clásico de clasificación, los elementos suelen dividirse en: metales, no metales y metaloides. METALES: a) PROPIEDADES FÍSICAS – – – Elevada conductividad eléctrica Alta conductividad térmica A excepción del oro (amarillo) y cobre (rojo) el resto presenta color gris metálico o brillo plateado. –
– – Son sólidos a excepción del mercurio, el cesio y galio se funden en la mano. Maleables y Ductiles El estado sólido presenta enlace metálico. b) PROPIEDADES QUIMICAS –
– –
– – – Las capas externas contienen pocos electrones; por lo general 3 o menos. Energías de ionización bajas. Afinidades electrónicas positivas o ligeramente negativas. Electronegatividades bajas. Forman cationes perdiendo electrones Forman compuestos iónicos con los no metales. NO METALES
a) PROPIEDADES FÍSICAS
– Mala conductividad eléctrica (excepto el grafito) – Buenos aislantes térmicos (excepto el diamante) – Sin brillo metálico – Sólidos, líquidos o gases. – Quebradizos en estado sólido – No ductiles – Moléculas con enlace covalente, los gases nobles son monoátomicos.
b) PROPIEDADES QUÍMICAS
– La capa externa contiene 4 o más electrones (excepto el H) – Energías de ionización altas – Afinidades electrónicas muy negativas – Electronegatividades altas – Forman aniones ganando electrones – Forman compuestos iónicos con metales (excepto los gases nobles) y
Cl – compuestos moleculares con otros no – metales
Los metaloides, muestran algunas propiedades características tanto de metales como de no metales. + CM – – CM
R
+ + CNM
I
AE X – CNM – AE + x
ENLACE QUÍMICO
Es toda fuerza que actuando sobre los átomos los mantiene unidos, formando las moléculas o agregados atómicos.
En 1916 “Walter Kossel” basado en el estudio de los elementos del grupo cero o gases nobles, relacionó la notable inactividad de los gases nobles con la estabilidad de sus configuraciones electrónicas.
F.N. Lewis (1916). Dió a conocer el comportamiento de los átomos, los concibió formados por 2 partes principales: una parte central o Kernel (núcleo positivo y los electrones excepto los del último nivel) y los electrones de valencia o sea los del nivel exterior Cuando intervienen dos o más átomos para su representación es conveniente utilizar signos diferentes para destacar los respectivos electrones de valencia. CLASES DE ENLACES
I. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE: Resulta de la transferencia de electrones entre un átomo y metálico y otro no metálico, donde el primero se convierte en un ión cargado positivamente y el segundo en uno negativo. ?
?
?
?
?
?
? CARACTERÍSTICAS Son fuerzas de atracción electrostáticas entre cationes (+) y aniones (-) Los compuestos iónicos no constan de simples pares iónicos o agrupaciones pequeñas de iones, salvo en el estado gaseoso. En cambio, cada ión tiende a rodearse con iones de carga opuesta. En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero al fundirlo o disolverlo en agua, conduce la corriente eléctrica. Ejm. Na Cl. Son solubles en disolventes polares como el agua. Reaccionan más rápidamente en reacciones de doble descomposición. Poseen puntos de fusión y ebullición altos. La mayoría son de naturaleza inorgánica. Li REGLA DEL OCTETO
Mg Al C P C F Ne H x H y Cl x xx x x xx Ejemplo:
+2 Cl x Mg x – 2+ Cl x Mg x Cl
Na + x Cl x Br x Br x o O x ? Un enlace iónico se caracteriza por tener una diferencia de electronegatividad (??) mayor que 1,7
? ? > 1,7
Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl)
11Na : 1S²2S²2P63S1
1e (e de valencia)
: 1S²2S²2P63S23P5 17Cl 7e (e de valencia) II. Analizando con electronegatividades (Pauling)
Na (? = 0,9)Cl (? = 3,0) ?? = 3 – 0,9 = 2,1
? como 2,1 > 1,7 ? enlace iónico
ENLACE COVALENTE: Resulta de la compartición de par de electrones CARACTERÍSTICAS: ?
?
? Son malos conductores de la corriente eléctrica. Ejm. H2O y CH4 Sus soluciones no conducen la corriente eléctrica a menos que al disolverse reaccionan con el disolvente. Son más solubles en disolventes no polares. ? Reaccionan lentamente en reacción de doble descomposición. ?
?
?
?
? ? Poseen puntos de fusión y ebullición bajos. A estado sólido presentan cristales formados por moléculas no polares. La mayoría son de naturaleza orgánica. Es aquel que se verifica por el comportamiento de pares de electrones de tal forma que adquieran la configuración de gas noble. Se origina entre no metales. Se caracterizan por tener una diferencia de electronegatividades menor a 1.7
? ? < 1,7 1. TIPOS
Covalente Puro o Normal: (Homopolar) ?
?
? Se realiza entre átomos no metálicos. Los electrones compartidos se encuentran distribuidos en forma simétrica a ambos átomos, formando moléculas con densidad electrónica homogénea o apolares. La diferencia de electronegatividades de los elementos participantes, es igual a cero. ?? =0 xx x Cl x xx 1- 1+
Na x xx
xx Br Br Ejemplo: Br2 xx x
xx
?? = 2,8 – 2,8 = 0
Ejemplo: O2 o x xx
xx O O = O
O x ?? = 0 Ejemplo N2 2. Además: H2, Cl2, etc.
Covalente Polar: (Heteropolar) ? Una molécula es polar, cuando el centro de todas sus cargas positivas no coincide con el centro de todas sus cargas negativa, motivo por el cual se forman dos polos (dipolo) ? Se realiza entre átomos no metálicos y con una diferencia de electronegatividades siguiente: 0 < ? ? < 1,7
Ejemplo: H2O Ejemplo: HCl ó Además: Cl2O, NH3, etc. 3. Covalente Coordinado o Dativo (?)
Se da cuando el par de electrones compartidos pertenecen a uno sólo de los átomos. El átomo que contribuye con el par de electrones recibe el nombre de DONADOR y el que los toma recibe el nombre de ACEPTADOR o RECEPTOR. Se destacan como donadores de pares electrónicos: Nitrógeno, Oxígeno y Azufre; como Aceptores se distinguen: el protón (hidrogenión) el magnesio de transición. OF3B ? NH3 Ejemplo: H2SO4 N o x x N N x N x x o O donde H H Dipolo – + ?+ ? + ? – O x H x H H x Cl ?+ H ?- – Cl + – Dipolo F B F F + N Ejemplo:
H H H F B F F + N H H H x xx
S x x x O x xx x x H xx xx xO x H xx xO x xx O S O H O H O
Además: O3; SO2, SO3, NH4Cl, etc.
? HIBRIDACIÓN Es una reorganización de los orbitales atómicos con diferentes energías para formar una nueva serie de orbitales equivalentes llamadas ORBITALES HÍBRIDOS. Hibridación en Atomos de Carbono: Ejemplo: a) Orbital sp3 donde 1s²2s²2p² ? Basal 2s1sp3 ? pz Hibridizado
? ? ? s px py Hibridación tetraédrica sp3.
Orbital del metano: (CH4)
-109º28´ (Ángulo) b) Orbital sp²: Donde: 1s²2s²s2p² ?
2sp²
Hibridizado ? pz ? py ? px ? s Enlace ? H c C Enlace Sigma H Enlace ? Hibridación trigonal sp². Orbital de etileno (C2H4) – 120º (ángulo) c) Orbital sp1 Donde H – C ? C – H C2H2 Etino o acetileno ? s 1s²2s²2p² ? 2sp1
Hibridizado px py pz H Enlace ? C Enlace Sigma C H Enlace Enlace Sigma Sigma Enlace ?
Hibridación lineal sp – 180º (ángulo) 109º 28´ H H H H c CH4 H
H H
H C = C H H
III. ENLACE METÁLICO: Se presentan en los metales y tiene ocurrencia entre un número indefinido de átomos lo cual conduce a un agregado atómico, o cristal metálico; el cual ésta formado por una red de iones positivos sumergidos en un mar de electrones. Ejemplo: Estado basal ? catión Agº -1e- Ag1+ IV. “MAR DE ELECTRONES”
PUENTE DE HIDROGENO Se trata de fuertes enlaces eléctricos entre las cargas positivas de los núcleos del átomo de Hidrógeno y átomos de Fluor. Oxígeno o Nitrógeno.
Ejemplo: Molécula de agua (H2O) P. de H V. FUERZAS DE VAN DER WAALS se + – – – = – = = – = = – = – = – = – + = = – O H ? + ?+ ?+ H ? + H ? – ? – O H ?+ Son uniones eléctricas débiles y efectúan entre moléculas apolares.
Ejemplo: Propano (CH3-CH2-CH3)
CH2 CH3 H3C CH2 CH3 H3C Fuerzasde Van Der Waals
VALENCIA:
Es la capacidad de un átomo para enlazarse a otro. No tiene signo (positivo o negativo).
Estado de oxidación (E.O.)
Es la carga aparente que tiene un átomo en una especie química, indica el número de electrones que un átomo puede ganar o perder al romperse el enlace en forma heterolítica.
Reglas para hallar el estado de oxidación 1. El estado de oxidación de un átomo sin combinarse con otro elemento 2.
3.
4.
5.
6. 0 0 es cero Cu,Ag, O02 , N02 El estado de oxidación de hidrógeno es +1 en hidruro metálico donde es –1. El estado de oxidación de oxígeno es –2 excepto en peróxidos donde es –1 y cuando está unido con el fluor +2. El estado de oxidación del grupo IA, plata es +1. El estado de oxidación del grupo IIA, cinc y cadmio es +2. En un compuesto neutro, la suma de los estados de oxidación es cero. En un radical, la suma de los estados de oxidación es la carga del radical Los halógenos cuando están unidos con un metal tienen estado de oxidación -1. Los anfígenos cuando están unidos con un metal tienen estado de oxidación –2. Ejemplos: de los Número de oxidación elementos más frecuentes E.O. = Estado de oxidación
I. NO METALES: Halógenos: F (-1) ?1, +3, +5, +7: Cl, Br, I
Anfígenos (calcógenos): O (-2) ?2, +4, +6: S, Se, Te Nitrogenoides: ?3, +5: N, P, As, Sb Carbonoides: +2, ?4: C ?4: Si Otros: ?1: H ?3: B
II. METALES: +1: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag, NH4 +2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd +3: Al, Ga +1, +2: Cu, Hg +1, +3: Au +2, +3: Fe, Co, Ni +2, +4: Sn, Pb, Pt +3, +5: Bi E.O. variable = Cr: 2, 3, 6 Mn: 2, 3, 4, 6, 7
Cuadro de funciones químicas I. FUNCION OXIDO Son compuestos binarios que se obtienen por la combinación entre un elemento químico. Para nombrar se tradicional, utiliza la nomenclatura stock y sistemática. Forma: ?x 2? E O ? E2Ox E = Elemento químico O = Oxígeno +x = E.O tradicional o a) Nomenclatura clásica Se nombra de acuerdo al E.O. del elemento: b) Nomenclatura de Stock Según esta nomenclatura, los óxidos se nombran con la palabra óxido, seguida del nombre del elemento, y a continuación el número de oxidación del metal con números romanos entre paréntesis.
c) Nomenclatura Sistemática Según la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) las proporciones en que se encuentran los elementos y el número de oxígenos se indican mediante prefijos griegos. METAL NO METAL OXÍGENO ÓXIDO BÁSICO ÓXIDO ÁCIDO H2O HIDRÓXIDO ÁCIDO OXÁCIDO SAL OXISAL
SAL HALIODEA ÁCIDO HIDRÁCIDO HIDRURO HIDRÓGENO NO METAL METAL
FUNCION OXIDO 1.1 OXIDOS BASICOS
Los óxidos básicos u óxidos metálicos se obtienen por la combinación de un elemento metálico y oxígeno.
Ejemplos: 1.2 OXIDOS ACIDOS O ANHIDRIDOS
Los óxidos ácidos u óxidos no metálicos se obtienen por la combinación de un elemento no metálico y oxígeno. II. FUNCION HIDROXIDO O BASES Son compuestos terciarios formados por la combinación de un elemento metálico con los iones hidróxilo.
Para nombrarlo se utiliza la nomenclatura tradicional, stock, sistemática, en la nomenclatura sistemática el prefijo mono se suprime. En+ OH-1 ? E(OH)N E: Elemento metálico
Ejemplo: Cl : HClO3 : H2SO3 III. FUNCION PEROXIDOS
Estos compuestos presentan en su estructura enlaces puente de oxígeno y este actúa con estado de oxidación –1.
Se nombra con la palabra peróxido seguido del nombre del metal.
Ejemplos: Formular los peróxidos: Peróxido Peróxido Peróxido Peróxido Peróxido Peróxido de de de de de de magnesio _____________ mercurio (II) ___________ cadmio ______________ cobre (I) ______________ rubidio _______________ cobre (II) _____________ IV. FUNCION ACIDOS A) OXACIDOS: Son compuestos terciarios que se forman al combinarse los óxidos ácidos (anhídridos) con una molécula de agua.
E2On + H2O ? HXEYOZ Observación:
El elemento no metálico, también puede ser un metal de transición como: V, Cr, Mn, Mo, cuando actúa con E.O. superior a 4.
Nomenclatura tradicional:
Se nombra ácido y luego el nombre del no metal de acuerdo a su E.O. (anhídridos).
Ejemplo: CO2 + H2O ? H2CO3 Ácido carbónico Anh. Carbónico
Forma práctica: a) E.O. Impar (NMe): x H NMe Oa x+1 =a 2
x = E.O. 5+ ácido clórico
5+1=3 2 b) E.O. Par (NMe): x H2 NMe Ob x+2 =b 2 Ejemplo: S 4+ ác. sulfuroso 4+2 =3 2
A1. ACIDOS OXACIDOS POLIHIDRATADOS Se obtienen al reaccionar el anhídrido con una más moléculas de agua. Para nombrarlos debemos tener en cuenta, la ubicación del elemento, no metálico en la T.P. y la cantidad de moléculas de agua: Grupo Impar ? ? ?
? ? ? Meta Piro Orto
Par
Meta Piro Orto 1 Anh. + 1 H2O 1 Anh. + 2 H2O 1 Anh. + 3 H2O
Grupo
1 Anh. + 1 H2O 2 Anh. + 1 H2O 1 Anh. + 2 H2O
Observación: Los elementos como el Boro, Fósforo, Antimonio y Arsénico presentan anomalías y cuando forman oxácidos lo hacen con 3 moléculas de agua.
Ejemplo:
1) Acido bórico (ortobórico) B2O3 + 3H2O ? H3BO3 Ácido bórico
2) Acido fosfórico: Dar su fórmula
3) Acido pirocarbonoso: Dar su fórmula B) HIDRACIDOS: Pertenece a la función “hidrogenadas” donde el “H” actúa con +1 y –1 E.O. de los elementos: Hidruros Nombres Hidrá- Especiales cidos Ejemplos: 1) Hidruro de sodio: NaH 2) Amoniaco: NH3 3) Fosfina: PH3
B.1 HIDRACIDOS:
Se forma con los elementos del grupo VI A y VII A, con el hidrógeno en medio acuoso.
Nomenclatura: En gaseoso ? uro Terminación En acuoso ? hídrico Ejemplo:
1) H2S(g): H2S(l):
2) HCl(g): Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico
Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico V. FUNCION SALES Una sal es un compuesto conformado por una parte aniónica (ión poliatómico negativo) y una parte caliónica (metálica o agrupación de especies atómicas) que pueden ser sales OXISALES y sales HALOIDEAS. Además pueden ser neutras (ausencia de “H”) y Ácidas (presenta uno o más “H”). Ejemplo:
Li y (ANIÓN)x ?y (CATIÓN)?x -1+ (ClO3) -1 ? Li ClO3 Clorato de Litio 5.1 SALES HALOIDEAS Son sustancias que proceden de la combinación de un ión metálico con un anión que proviene de un ácido hidrácido.
Ejemplo: 5.2 SALES OXISALES
Son sustancias que proceden de la combinación de un ión metálico con un anión poliatómico, que proviene de un ácido oxácido.
En la nomenclatura tradicional se combinó el sufijo oso por ito y ico por ato. En la nomenclatura sistemática todas las sales terminan en ato y si el anión entra 2,3,4… veces se emplea los prefijos bis, tris, tetra, quis.
Ejemplo: 5.3 OXIDOS Y SALES HIDRATADAS
Existen sales y óxidos metálicos que contienen moléculas de agua para escribir sus fórmulas se ponen a continuación del óxido o la sal al número de moléculas de agua que contienen separadas por un punto.
Ejemplo: Al2O3 . 3H20
Na2CO3 . 1OH2O
NiCl2 . 6H2O Oxido de aluminio trihidratado Carbonato de sodio decahidratado
Cloruro de Níquel hexahidratado 1. PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS
¿Cuál de los óxidos que se indican a continuación no está con su respectivo nombre? a) SO2: Anhidrido sulfuroso b) N2O3: Anhidrido nitroso c) Mn2O7: Anhidrido mangánico d) Cr2O7: Oxido crómico e) PbO2: Oxido plúmbico
Resolución: Por teoría: ANH – Mangánico
Porque: Mn2O7 ? 7? 2 Mn O Anh. permangánico
Rpta. C
2. Dar el nombre de las siguientes funciones inorgánicas: a) b) c) d) e) Oxido crómico: ________________ Oxido plumboso: ______________ Oxido de níquel (III): ___________ Hidróxido de calcio: ____________ Anhídrido mangánico: __________ 3. a) ¿Cuál de las alternativas es falsa? Oxido ácido: Cl2O b) Oxido básico: CaO c) Peróxido: Na2O2 d) Oxido básico: CrO3 e) Anhídrido: N2O3 f) g) h) i) j)
4. Hidróxido de cobalto (III): _______ Acido clórico: _________________ Acido crómico: ________________ Sulfato de potasio: _____________ Sulfato férrico: ________________
Completar el cuadro que se indica a continuación e indicar su nombre: 5. Completar el cuadro que se indica a continuación e indicar su nombre:
REACCIONES QUÍMICAS:
Son procesos en la cual una o más sustancias iniciales, llamadas “reactantes” sufren cambios en su estructura molecular dando lugar a la formación de nuevas sustancias, llamados “productos”.
ECUACIÓN QUÍMICA
Es la representación literal de una reacción química.
Coeficientes 2Fe(s)+ 3H2O(?)+ Q ? 1Fe2O3(s) + 3H2(g) Reactantes
Q = Calor S = Sólido Productos
g = Gas ? = Líquido Ejemplo: H2O(g) (Vapor) Fe(s) H2O(?) Fe2O3(s) FUNDAMENTOS PARA RECONOCER UNA REACCIÓN QUÍMICA:
Tenemos los siguientes fundamentos más importantes:
? Desprendimiento de un gas ? Liberación de calor. ? Cambio de olor ? Formación de precipitados ? Cambio de propiedades físicas y químicas de los reactantes.
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. I.
1. DE ACUERDO A LA NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS. Reacciones de Adición o Asociación o Combinación Reacciones dos o más sustancias para formar una nueva sustancia. Ejemplos: (Sin balancear) 1) Síntesis de Lavoisier: H2 + O2 ? H2O 2) Síntesis de Haber – Bosh N2 + H2 ? NH3 2. Reacción de Descomposición Son aquellas que a partir de un solo reactante (compuesto) se obtiene varios productos, por lo general se necesita energía (calorífica, eléctrica, luminosa, etc.) Ejemplos: Calor 1) CaCO3(s) ? CaO(s) + CO2(g) Reacción de Pirolisis Calor (Mechero)
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