quimica general 2015_2 2
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SISTEMA PERIÓDICO.
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Clasificación de
Mendeleiev!
Clasificó lo 63 elementos conocidos utilizando el criterio demasa atómica creciente, ya que no se conocía el conceptode número atómico puesto que no se habían descubiertolos protones.
! Dejó huecos para elementos que aún no se habían
descubierto. !
Predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como elgermanio (Ge). En vida de Mendeleiev se descubrió que elGe que tenía las propiedades previstas
!
Algunos elementos tenía que colocarlos en desorden demasa atómica para que coincidieran las propiedades. Loatribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I)a pesar de que la masa atómica de éste era menor que lade aquel.
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Clasificación de Mendeleiev
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La tabla periódica actual!
Se usa el orden creciente de nº atómico, a la vezque se colocan los elementos con propiedadessimilares en la misma columna.
!
Hay una relación directa entre el último orbitalocupado por un e – de un átomo y su posición en latabla periódica.
! Se clasifica en cuatro bloques:!
Bloque“s”: (A la izquierda de la tabla)
! Bloque“p”: (A la derecha de la tabla)
! Bloque“d”: (En el centro de la tabla)
! Bloque“f ”: (En la parte inferior de la tabla)5
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Conformación Tabla Periódica
!
7 filas horizontales: periodos !
18 columnas verticales: grupos
- Grupo A: elementos representativos.
- Grupo B: elementos de transición.
!
Transición interna (tierras raras): 14 elementos en series Lantánida yActínida
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Tipos de orbitales en la tabla periódica
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Bloque “s”
Bloque “p” Bloque
“d”
Bloque “f ”
p1 p2 p3 p4 p5 p6
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
s1 s2
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14
H He
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Bloque Grupo Nombres Config. Electrón. s
1
2
Alcalinos
Alcalino-térreos
n s1
n s2
p
13
1415
16
17
18
Térreos
CarbonoideosNitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles
n s2 p1
n s2
p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10
fEl. de transición Interna
(lantánidos y actínidos)n s2 (n–1)d1(n–2)f 1-14
Grupos de la Tabla Periódica
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Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo
cuya configuración electrónica termine en 5d4 6 s2
W
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!
Por lo general poseen 1 a 3 electrones de valencia.
! Forman cationes por pérdida de electrones.
!
Forman compuestos iónicos con no metales.
! Los metales puros se caracterizan por el enlace metálico.
! Los metales más químicamente reactivos están a la
izquierda y abajo en la tabla.
Propiedades químicas de los metales
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!
Altos ptos. de fusión y ebullición.
! Brillantes
!
Color plateado a gris
! Alta densidad
! Formas de sólidos cristalinos.
Propiedades físicas de los metales
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! Contienen cuatro o más electrones de valencia.
! Forman aniones por ganancia de electrones cuando
generan compuestos.
! Forman compuestos iónicos con metales.
! Forman compuestos covalentes con otros no metales.
Propiedades químicas de los no metales:
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!
Son amorfos.
! Poseen colores variados.
!
Son sólidos, líquidos o gases.
! Poseen bajos puntos de fusión y ebullición.
!
Tienen baja densidad.
Propiedades físicas de los no metales:
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Es la distribución de los electrones de un átomo en sus respectivos niveles, subniveles y orbitales.
Para lograr una correcta Configuración Electrónica es necesario cumplir con las
siguientes condiciones:
2.- La Regla de las Diagonales o Principio de Aufbau.
3.- El Principio de Exclusión de Pauli.
4.- El Principio de la Máxima Multiplicidad.
1.- Utilizar una notación que indique el Nivel (n), el Subnivel (l) y los electrones
presentes en ese subnivel. nlx
Configuración Electrónica
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1S2
2S2 2P6
3S2 3P6 3d10
4S2 4P6 4d10 4f 14
5S2 5P6 5d10 5f 14
6S2
6P6
6d10
7S2 7P6
Siguiendo la dirección que indica cada una delas diagonales se determina el orden de
llenado de los subniveles en los respectivosniveles:
REGLA DE LA DIAGONALES O PRINCIPIO DE AUFBAU
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“Dos electrones no pueden ocupar el mismo espacio al mismo tiempo, es decir doselectrones no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos iguales, al menos en
uno deben de ser diferentes”
“Dos electrones en un mismo orbital deben de representarse con giros en sentidoscontrarios”
CORRECTO INCORRECTO
“Los electrones por ser partículas con carga negativa tienden a separarse, por lo que síen un mismo subnivel hay orbitales disponibles, lo electrones tienen a ocupar lo
máximo posible de esos orbitales”
S2 P3 d6
Px Py Pz d1
f 1
d2 d3 d4 d5
f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7
f 7
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! Tamaño del átomo
!
Radio atómico:
! Radio covalente (la mitad de la distancia de dos
átomos unidos mediante enlace covalente).
!
Radio metálico.
! Radio iónico
! Energía de ionización.
!
Afinidad electrónica.
!
Electronegatividad
! Carácter metálico.
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Propiedades periódicas
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Radio atómico! Es la mitad de la distancia de dos
átomos iguales que estánenlazados entre sí.
! Puede ser:
! radio covalente (para no metales)
!
radio metálico (para los metales)
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Variación del radio atómico en un periodo
!
En un mismo periododisminuye hacia la derecha.
! Es debido a que los electrones
de la última capa estarán más
fuertemente atraídos.
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Periodo 2
© Ed. Santillana. Química
2º Bachillerato.
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Variación del radio atómico en un grupo.
!
En un grupo, el radio
aumenta al aumentar elperiodo, pues existen más
capas de electrones.
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© Ed. Santillana. Química
2º Bachillerato.
Grupo 1
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Aumento en el radio atómico
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Radio iónico
! Es el radio que tiene un átomo queha perdido o ganado electrones,adquiriendo la estructura electrónicadel gas noble más cercano.
! Los cationes son menores quelos átomos neutros (menorrepulsión de e-).
! Los aniones son mayores quelos átomos neutros (mayorrepulsión electrónica).
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© Ed. Santillana.
Química 2º Bach.
Comparación de radios atómicos e iónicos
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Comparación de radios atómicos e iónicos
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Iones isolectrónicos
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Energía o potencial de ionización ( EI )
! “Es la mínima energía necesaria para extraer un e – de unátomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental yformar un catión”.
M (g) M + (g) + 1e -
! Es siempre positiva (proceso endotérmico) y se expresa eneV/átomo o en kJ/mol.
! Se habla de 1ª EI ( EI 1), 2ª EI ( EI 2), ... según se trate delprimer, segundo, ... e – extraído.
! La EI
aumenta hacia arriba en los grupos y hacia laderecha en los periodos por disminuir el radio.
! La EI de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en losmetales alcalinos, es enorme.
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Variación de la Energía de ionización (EI).
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Aumento en la Energía de ionización
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Afinidad electrónica (AE)
! “Es la energía intercambiada cuando un átomogaseoso captura un e – y forma un anión”.
X (g) + 1e - X - (g) AE
Cl (g) + 1e
-
Cl
-
(g) AE= -384 KJ/mol! Se suele medir por métodos indirectos.
! Puede ser positiva o negativa aunque suele ser
exotérmica. La 2ª AE suele ser positiva. Tambiénla 1ª de los gases nobles y metales alcalinotérreos.
! Es mayor en los halógenos (crece en valorabsoluto hacia la derecha del S.P. y en un mismo
grupo hacia arriba por disminuir el radio).40
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Electronegatividad (! )
! La electronegatividad (!) mide la tendencia de un átomo en
una molécula a a atraer los e – hacía sí.
!
Pauling estableció una escala de electronegatividades entre
0’7 (Fr) y 4 (F).
!
! aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en
los periodos.
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Carácter metálico
! Es una propiedad relacionada con las propiedades físicas y
químicas de los elementos.
! El carácter metálico aumenta hacia la izquierda en un
periodo y hacia abajo en un grupo.
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El término enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre
iones con carga opuesta. Los iones podrían formarse a partir de átomos por latransferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas
casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extrema izquierda
de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha (excluidos los gases nobles,grupo 8A).
Enlaces químicos
Un enlace covalente es el resultado de compartir electrones entre dos átomos. Losejemplos más conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de
los elementos no metálicos entre sí.
Los enlaces metálicos se encuentran en metales como cobre, hierro y aluminio. En
los metales, cada átomo está unido a varios átomos vecinos. Los electrones deenlace tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura
tridimensional del metal. Los enlaces metálicos dan pie a propiedades metálicas
típicas como elevada conductividad eléctrica y lustre.
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Símbolos de Lewis
Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones devalencia: los que residen en la capa exterior incompleta de los átomos
El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento
más un punto por cada electrón de valencia. Por ejemplo, el azufre tiene la
configuración electrónica [Ne]3s23p4; por tanto, su símbolo de Lewis muestra seis
electrones de valencia:
Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de
alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos
en la tabla periódica. Los gases nobles tienen acomodos de electrones muyestables, como revelan sus altas energías de ionización, su baja afinidad por
electrones adicionales y su falta general de reactividad química.
Esta observación ha dado lugar a una pauta conocida como regla del octeto: los
átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por
ocho electrones de valencia.
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E l ió i
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Enlaces iónicos
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Una medida de la estabilización que se alcanza al disponer iones con cargas
opuestas en un sólido iónico está dada por la energía de red. La energía de red es la
energía necesaria para separar totalmente un mol de un compuesto iónico sólido
en sus iones gaseosos
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Cálculo de energías de red: el ciclo Born-Haber
La energía de red es un concepto útil porque serelaciona directamente con la estabilidad de un
sólido iónico. Lamentablemente, dicha energía
no puede determinarse directamente realizando
experimentos. Sin embargo, sí puede calcularse
imaginando que la formación de un compuesto
iónico ocurre en una serie de pasos bien
definidos. Así, podemos usar la ley de Hess
para juntar dichos pasos de forma tal que
proporcionen la energía de red del compuesto.
Al hacer esto, construimos un ciclo Born-Haber,
un ciclo termoquímico nombrado en honor de
los científicos alemanes Max Born (1882-1970)
y Fritz Haber (1868-1934), quienes lointrodujeron para analizar los factores que
contribuyen a la estabilidad de los compuestos
iónicos.
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Utilizando estos conceptos, cabe esperar que los compuestos iónicos de los metalesrepresentativos de los grupos 1A, 2A y 3A contengan cationes con cargas de 1+, 2+
y 3+, respectivamente. Asimismo, los compuestos iónicos de los no metales
representativos de los grupos 5A, 6A y 7A por lo regular contienen aniones concarga 3-, 2- y 1-, respectivamente. Casi nunca encontramos compuestos iónicos delos no metales del grupo 4A (C, Si y Ge).
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La plata, por ejemplo, tiene la configuración electrónica [Kr]4d105s1. Los metalesdel grupo 1B (Cu, Ag, Au) suelen encontrarse como iones 1+ (como en el CuBr y el
AgCl). Al formarse el ion Ag+, se pierde el electrón 5s y queda una subcapa 4d
totalmente llena. Como ilustra este ejemplo, los metales de transición generalmente
no forman iones con configuraciones de gas noble. La regla del octeto, aunque útil,tiene obviamente un alcance limitado.
Iones de metales de transición
cuando se forma un ion positivo a partir de un átomo, siempre se pierden electronesprimero de la subcapa que tiene el valor más grande de n. Así, al formar iones, los
metales de transición pierden primero los electrones s de la capa de valencia, y
luego tantos electrones d como sean necesarios para alcanzar la carga del ion.
Consideremos el Fe, con la configuración electrónica [Ar]3d6
4s2
. Al formar el ionFe2+, se pierden los dos electrones 4s, dando pie a una configuración [Ar]3d6. La
eliminación de un electrón adicional produce el ion Fe3+, cuya configuración
electrónica es [Ar]3d5.
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Varios cationes y muchos aniones comunes son poliatómicos. Como ejemplos
podemos citar el ion amonio, NH4+ y el ion carbonato, CO3
2- En los iones
poliatómicos, dos o más átomos están unidos mediante enlacespredominantemente covalentes; forman un agrupamiento estable que lleva una
carga, ya sea positiva o negativa. hay que entender que el grupo de átomos
actúa globalmente como una especie cargada al formar un compuesto iónicocon un ion de carga opuesta.
Iones poliatómicos
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Enlaces covalentes
Las sustancias iónicas poseen varias propiedadescaracterísticas: suelen ser sustancias quebradizas con
punto de fusión elevado, y por lo regular soncristalinas, es decir, los sólidos tienen superficies
planas que forman ángulos característicos entre sí.
Los cristales iónicos con frecuencia puedenhendirse, es decir, romperse a lo largo de superficies
planas y lisas. Estas características son el resultado
de las fuerzas electrostáticas que mantienen a los
iones en una disposición tridimensional rígida y
bien definida.
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Ej i i
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Ejercicios
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Para calcular la carga formal de cualquier átomo en una estructura deLewis, asignamos los electrones al átomo como sigue:
1.
Todos los electrones no compartidos (no enlazantes) se asignan alátomo en el que se encuentran.
2. Se asigna la mitad de los electrones enlazantes a cada átomo del
enlace.
La carga formal de un átomo es igual al número de electrones de valenciaque tiene el átomo aislado, menos el número de electrones asignado alátomo en la estructura de Lewis.
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