quimica general 2015_2 2

8/18/2019 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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