FUNDAMENTOS DE QUÍMICAIAL. DIANA FUENTES HUERTA

CLAVE: AL6C

CRÉDITOS: 5

TEMARIOUnidad Temas Subtemas

1 Conceptos básicos de Química

1.1 Materia: Estructura, composición, estados de agregación y clasificación por propiedades. 1.1.1 Sustancias puras: elementos y compuestos. 1.1.2 Dispersiones o mezclas. 1.1.3 Caracterización de los estados de agregación: sólido cristalino, líquido, sólido, vítreo y gel. 1.1.4 Cambios de estado. 1.1.5 Clasificación de las sustancias naturales por semejanzas en: propiedades físicas, propiedades químicas.

2 Elementos Químicos 2.1 Periodicidad Química.

2.1.1 Desarrollo de la tabla periódica moderna. 2.1.2 Clasificación periódica de los elementos. 2.1.3 Propiedades químicas y su variación periódica: tendencias generales y por grupo. 2.1.4 Elementos de importancia económica, industrial y ambiental en la región o en el país.

Unidad

Temas Subtemas

3 Compuestos inorgánicos

3.1 Clasificación y propiedades de los compuestos inorgánicos. 3.1.1 Óxidos. 3.1.2 Hidróxidos. 3.1.3 Ácidos. 3.1.4 Sales. 3.1.5 Hidruros. 3.1.6 Compuestos inorgánicos de impacto económico, industrial, ambiental y social en la región o en el país.

4 Compuestos orgánicos 4.1 Clasificación y propiedades de los compuestos orgánicos.

4.1.1 Hidrocarburos. 4.1.2 Halogenuros. 4.1.3 Alcoholes. 4.1.4 Éteres. 4.1.5 Aldehídos- Cetonas. 4.1.6 Ácidos carboxílicos. 4.1.7 Esteres. 4.1.8 Aminas. 4.1.9 Compuestos orgánicos de impacto económico, industrial, ambiental y social en la región o en el país. 4.1.10 Normatividad aplicable: NOM-005-STPS-1998, Condiciones de seguridad e higiene en los centros de trabajo para el manejo, transporte y almacenamiento de sustancias químicas peligrosas NOM-010-STPS-1999, Condiciones de seguridad e higiene en los centros de trabajo donde se manejen, transporten, procesen o almacenen sustancias químicas capaces de generar contaminación en el medio ambiente.

EVALUACIÓN

Para cada unidad se tomarán en cuenta 3 aspectos: 40% Examen. 30% Portafolio de prácticas. 30% Tareas y participación.

o La calificación final será el promedio de las calificaciones obtenidas en las 4 unidades.

UNIDAD 1: CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA 1.1 Materia: Estructura, composición,

estados de agregación y clasificación por propiedades. 1.1.1.Sustancias puras: elementos y

compuestos. Materia: Es cualquier cosa que tiene

masa y ocupa espacio.Átomo: La partícula más pequeña

representativa de un elemento que mantiene sus propiedades.

Molécula: Combinación química de 2 ó más átomos que forman un sistema estable.

Clasificación de la materia:Por su estado físico: gas, liquido ó sólido.Por su composición: elemento, compuesto ó

mezcla.

Estados de la materia:Gas: no tiene volumen ni forma fijos, mas

bien se ajusta al volumen y la forma de su recipiente.

Líquido: tiene un volumen definido independiente de su recipiente pero no tiene forma especifica, toma la forma del recipiente que ocupa.

Sólido: tiene forma y volumen definidos, es rígido

Sustancia Pura: Es materia que tiene una composición física y propiedades características (agua, sal de mesa). Se clasifican en:Elemento: Sustancias que no se pueden

separar en sustancias más sencillas por métodos químicos. Existen actualmente 118 elementos, 105 existen en la naturaleza y 13 son sintetizados por el hombre.

Casi todos los elementos pueden interactuar con otros elementos para formar compuestos.

Tarea: ¿Qué características tienen éstos 13 últimos elementos?

Investigar en diferentes fuentes de información las propiedades físicas y químicas de la materia.

Compuesto: Se compone de 2 ó más elementos, por tanto contienen 2 ó más clases de átomos.

La mayor parte de la materia que vemos a diario consiste en mezclas de diferentes sustancias.

Mezcla: Combinación de 2 ó más sustancias que conservan su identidad química y propiedades.

En tanto las sustancias puras tienen composiciones fijas, las composiciones de las mezclas pueden variar.

Las sustancias que componen una mezcla se denominan componentes de la mezcla.

Las mezclas que no tienen la misma composición, propiedades y aspecto se denominan mezclas heterogéneas.

Las mezclas que son uniformes son mezclas homogéneas.

Las mezclas homogéneas también se llaman soluciones. Ejemplo: Solución de

sulfato de cobre en agua.

Separación de Mezclas. Dado que cada componente de una mezcla conserva sus

propiedades, podemos separar una mezcla aprovechando las diferencias en éstas propiedades.

Por ejemplo: Una mezcla heterogénea de limaduras de hierro y oro puede separarse utilizando un imán para atraer las limaduras de hierro dejando las de oro. Una mezcla homogénea de sal y agua puede separarse por medio de la destilación.

Materia

¿Es uniforme en todas sus partes?

Mezcla Heterogénea

Mezcla Homogénea

¿Se puede separar con

procedimientos físicos?

Sustancia pura

¿Se puede descomponer en

otras

sustancias

usando procesos químicos?

Elemento

Compuesto

Solución

NO

NO

NO

SI

SI

SI

1.1.2. DISPERSIONES O MEZCLAS

Las dispersiones también se denominan coloides y están en la línea divisoria entre las soluciones y las mezclas heterogéneas.

Es decir, si dispersamos en agua partículas de arcilla fina, las partículas dispersadas son apenas más grandes que las moléculas y permanecen suspendidas pero algunas otras más grandes que las moléculas ó formadas por miles ó millones de átomos tarde o temprano se asientan por gravedad; éstos tipos intermedios de dispersiones o suspensiones se denominan dispersiones coloidales.

Al igual que las soluciones, los coloides pueden ser gases, líquidos ó sólidos.

El tamaño de la particula dispersa es la propiedad que se usa para clasificar una mezcla como un coloide.

El diámetro de las partículas coloidales varia entre aproximadamente 10 y 2000 Ǻ.

A continuación se presentan algunos ejemplos de tipos de coloides:

Fase del coloide

Sustancia dispersora (disolvente

)

Sustancia dispersada (soluble)

Tipo de coloide

Ejemplo

Gas Gas Gas - Ninguno (todos son soluciones)

Gas Gas Liquido Aerosol Niebla

Gas Gas Sólido Aerosol Humo

Liquido Liquido Gas Espuma Crema batida

Liquido Liquido Liquido Emulsión Leche

Liquido Liquido Sólido Sol Pintura

Sólido Sólido Gas Espuma sólida

Malvavisco

Sólido Sólido Líquido Emulsión sólida

Mantequilla

Sólido Sólido Sólido Sol sólido Vidrio rubí

Aunque las partículas coloidales pueden ser tan pequeñas que la dispersión parece uniforme incluso bajo un microscopio, son lo bastante grandes como para dispersar la luz con gran efectividad, por tanto la gran mayoría tiene aspecto turbio u opaco, a menos que estén muy diluidos como la leche.

Por el hecho de dispersar la luz, es posible ver un haz de luz que atraviesa una suspensión coloidal, este fenómeno es conocido como Efecto Tyndall.

1.1.3. CARACTERIZACIÓN DE LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN.

Sólido Cristalino. Se denomina cristal al sólido que presenta una estructura

integrada por unidades regulares que se repiten para construir un retículo o red tridimensional.

Las unidades son básicamente poliedros, es decir, cuerpos geométricos espaciales cuyas caras son polígonos.

Algunas características:-Se caracterizan por su simetría, en posición idéntica en relación con un punto, eje o plano.-Se ordenan espacialmente.-Son cristales duros, con capacidad de separarse en láminas.-Son susceptibles en corte y pulido. Ejemplos: Cuarzo - Rubí - Topacio.

Cristalizados Amorfos Se caracterizan por demostrar propiedades que no dependen en ningún caso de la dirección que se considere al analizarlas; carecen de un patrón.

Entre los amorfos se destacan los plásticos, los vidrios, los jabones, las parafinas y muchos compuestos orgánicos e inorgánicos.

Su disposición interna es en gran parte aleatoria, semejante a los líquidos.La propiedad mas destacada de los amorfos es su carencia de punto fijo de fusión.

El principal ejemplo de sólido cristalino son Las Piedras Preciosas.

Son diversas clases de minerales que, por su belleza, durabilidad y rareza, son apreciadas en joyería, decoración y otras manifestaciones artísticas.

Entre ellas se incluyen, además, algunas sustancias de origen orgánico como las perlas, el coral rojo y el ámbar. Se clasifican en: Berilos, Corindones, Diamante, Seldespatos, Granates, Jades, Sílices.

Ejemplos: Esmeralda - Diamante - Turmalinas.

Líquido. Las moléculas que constituyen la materia se

atraen entre sí mediante fuerzas de intensidad variable. La situación vibratoria de las moléculas que marca la transición entre el estado sólido y el gaseoso es el estado líquido, pauta intermedia en los estados de agregación de la materia.

Un líquido es un fluido que mana bajo la acción de fuerzas débiles y que se adapta a la forma que lo contiene.

CaracterísticasSe caracterizan por ser fácilmente miscibles debido a que las moléculas tienden a moverse desordenadamente, así pues, cuando las partículas pertenezcan a dos clases diferentes, la combinación de ambas se producirá con rapidez.

CohesiónEl espacio mínimo que existe entre sus moléculas hace que los líquidos sean prácticamente en comparación con los fluidos gaseosos. La naturaleza e intensidad de las fuerzas de cohesión hace que puedan variar dentro de amplios márgenes.

Atracción y RepulsiónTienen una mayor fuerza de atracción intermolecular que los gases. Existe una cierta tendencia a la ordenación molecular, aunque las partículas mantienen cierta libertad de movimientos que los diferencia de los cuerpos sólidos.

VolumenDefinido y constante. Son elásticos, lo que significa que después de haber sido comprimidos por la acción de una fuerza, recobran exactamente su volumen original cuando la fuerza desaparece. En otros términos, se necesita la misma fuerza para aumentar el volumen de un líquido que para disminuirlo en un porcentaje determinado.

FormaLos líquidos adoptan la forma del recipiente que los contiene, aunque en pequeñas cantidades tienden a la esfericidad debido a la tensión superficial y forman gotas sin disminuir el volumen, ya que la relación entre la superficie aumenta.

Tensión superficialEs una fuerza debida a la desigual atracción que sufren en las distintas direcciones las moléculas que se encuentran en la superficie de un líquido. Tales moléculas son atraídas mas fuertemente hacia abajo y lateralmente por las moléculas cercanas de la masa líquida que hacia arriba por las moléculas mas alejadas y muy separadas del vapor de agua. El resultado es que tiende siempre a contraerse y reducir su superficie.

Sólido. La materia está en estado sólido cuando posee

forma y volumen propios, que tiende a recuperar si ha sido modificado por acción de alguna fuerza externa.Características-Tiene una relativa ordenación espacial de sus átomos en una estructura.-Tienen la capacidad para soportar tensiones.-Son resistentes a la deformidad.-Las distancias que separan los nudos de las redes son pequeñas por lo que consecuentemente la fuerza intermolecular o COHESION es muy potente.-Su volumen es muy constante y su forma es propia.

CohesiónTienen un movimiento mínimo. La única posibilidad de movimiento de partículas es la vibración. Ya que la atracción es mayor que la repulsión.

VolumenPoseen un volumen constante. Los sólidos poseen elasticidad de volumen y forma. Sin embargo, las variaciones de volumen que los sólidos son capaces de experimentar alcanzan, por lo general, valores muy pequeños de modo que solo la elasticidad de forma suele tener importancia.

FormaTienen forma constante. Pueden ser ordenadas, semi-ordenadas o desordenadas. La resistencia que los sólidos ofrecen a las variaciones de forma se pone en manifiesto en su dureza, rigidez y elasticidad. La ductilidad, maleabilidad y fragilidad de los sólidos son propiedades en virtud de las cuales pueden producirse en ellos deformaciones permanentes.

Atracción y RepulsiónPoseen una relativa ordenación espacial de sus átomos en una estructura en tres dimensiones. En donde la atracción siempre es mayor que la repulsión.

Vítreo. Materiales amorfos, tanto orgánicos como

inorgánicos. Muchas de las substancias que utilizamos en nuestra vida diaria son estructuralmente materiales vítreos; tal es el caso de polímeros, semiconductores y azúcares. Por ejemplo el hule.

El estado vítreo o materiales amorfos pueden obtenerse por distintas técnicas, todas ellas relacionadas con un cambio rápido del material de un estado de equilibrio a uno de no equilibrio. Los métodos más normales para producir materiales amorfos incluyen el enfriamiento rápido a temperaturas inferiores a la temperatura de fusión.

Las diferencias entre los estados cristalino y vítreo reside que no se considera al vítreo como un estado particular de agregación; se considera como un liquido sub-enfriado, con gran fricción interna.

Y para conciliar las teorías establecidas hay que tener en cuenta que la mayor analogía entre los líquidos y sólido; es el estado amorfo, la falta de regularidad en su estructura se manifiesta en sus propiedades físicas.

Tales como la imposibilidad de deformarse por desplazamiento-Ser quebradizos a temperaturas bajas-Viscosos a temperaturas altas.

Gel.El estado de gel

es la resistencia de un liquido la fluir libremente.

Propiedades: Los geles presentan una densidad similar a los líquidos, sin embargo su estructura se asemeja más a la de un sólido.

Ciertos geles presentan la capacidad de pasar de un estado coloidal a otro, es decir, permanecen fluidos cuando son agitados y se solidifican cuando permanecen inmóviles.

Esta característica se denomina tixotropía. El proceso por el cual se forma un gel se denomina gelación.Ejemplo: esta la mantequilla amarilla, el vidrio y la gelatina común.

El estado “gel”, que aparece cuando las cadenas están suficientemente asociadas para formar una red o gel, desde luego, elástico; en cuanto y a medida que las cadenas se organizan entre sí, el gel se transforma cada vez más rígido, lo que da lugar, en general al fenómeno de la sinéresis; el gel se contrae y exuda una parte de la fase líquida.Características:Inestabilidad.

ACTIVIDAD

Elaborar un mapa conceptual de los estados de agregación de la materia.

PROCESOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS 1) Destilación. La destilación es el

procedimiento más utilizado para la separación y purificación de líquidos, y es el que se utiliza siempre que se pretende separar un líquido de sus impurezas no volátiles. La destilación, como proceso, consta de dos fases: en la primera, el líquido pasa a vapor y en la segunda el vapor se condensa, pasando de nuevo a líquido en un matraz distinto al de destilación.

2) Evaporación. Consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes, y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Este método se emplea si no tenemos interés en utilizar el componente evaporado. Los otros componentes quedan en el envase. Un ejemplo de esto se encuentra en las Salinas. Allí se llenan enormes embalses con agua de mar, y los dejan por meses, hasta que se evapora el agua, quedando así un material sólido que contiene numerosas sales tales como cloruro de sólido, de potasio, etc.

3) Centrifugación. Es un procedimiento que se utiliza cuando se quiere acelerar la sedimentación. Se coloca la mezcla dentro de una centrifuga, la cual tiene un movimiento de rotación constante y rápido, lográndose que las partículas de mayor densidad, se vayan al fondo y las más livianas queden en la parte superior.

4) Levigación. Se utiliza una corriente de agua que arrastra los materiales más livianos a través de una mayor distancia, mientras que los más pesados se van depositando; de esta manera hay una separación de los componentes de acuerdo a lo pesado que sean.

5) Imantación. Se fundamenta en la propiedad de algunos materiales de ser atraídos por un imán. El campo magnético del imán genera una fuente atractora, que si es suficientemente grande, logra que los materiales se acerquen a él. Para poder usar este método es necesario que uno de los componentes sea atraído y el resto no.

6) Cromatografía de Gases. La cromatografía es una técnica cuya base se encuentra en diferentes grados de absorción, que a nivel superficial, se pueden dar entre diferentes especies químicas. En la cromatografía de gases, la mezcla, disuelta o no, es transportada por la primera especie química sobre la segunda, que se encuentran inmóvil formando un lecho o camino. Ambos materiales utilizarán las fuerzas de atracción disponibles, el fluido (transportados), para trasladarlos hasta el final del camino y el compuesto inmóvil para que se queden adheridos a su superficie.

7) Cromatografía en Papel. Se utiliza mucho en bioquímica, es un proceso donde el absorbente lo constituye un papel de Filtro. Una vez corrido el disolvente se retira el papel y se deja secar, se trata con un reactivo químico con el fin de poder revelar las manchas.

8) Decantación. Consiste en separar materiales de distinta densidad. Su fundamento es que el material más denso.

9) Tamizado. Consiste en separar partículas sólidas de acuerdo a su tamaño. Prácticamente es utilizar coladores de diferentes tamaños en los orificios, colocados en forma consecutiva, en orden decreciente, de acuerdo al tamaño de los orificios. Es decir, los de orificios más grandes se encuentran en la parte superior y los más pequeños en la inferior. Los coladores reciben el nombre de tamiz y están elaborados en telas metálicas.

10) Filtración. Se fundamenta en que alguno de los componentes de la mezcla no es soluble en el otro, se encuentra uno sólido y otro líquido. Se hace pasar la mezcla a través de una placa porosa o un papel de filtro, el sólido se quedará en la superficie y el otro componente pasará. Se pueden separar sólidos de partículas sumamente pequeñas, utilizando papeles con el tamaño de los poros adecuados.

1.1.4 CAMBIOS DE ESTADO

Se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de agregación sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados básicos son el sólido, el líquido y el gaseoso.

Los cambios de estado que se producen en la naturaleza tienen las siguientes características: Son cambios reversibles. Es decir, pueden producirse

tanto en un sentido como en el opuesto.

La masa se conserva en el proceso. Sin embargo, el volumen no siempre se conserva.

Los dos parámetros de los que depende que una sustancia o mezcla se encuentre en un estado o en otro son temperatura y presión.

La temperatura es una medida de la energía cinética de las moléculas y átomos de un cuerpo.

Un aumento de temperatura o una reducción de la presión favorecen la fusión, la evaporación y la sublimación, mientras que un descenso de temperatura o un aumento de presión favorecen los cambios opuestos.

Condensación: La condensación es el cambio de fase de la materia que está en  estado  gaseoso y pasa a estado líquido. Este proceso suele tener lugar cuando un gas es enfriado con una temperatura diferente.

Solidificación: La solidificación es un proceso físico que consiste en un cambio de estado de la materia que pasa de estado líquido a estado sólido. Esto pasa por una disminución de la temperatura, si hay menos temperatura mas frío hace por eso pasa de liquido a solido.

Fusión: La fusión es un proceso físico que consiste en cambiar elestado de la materia de estado solido al liquido por acción del calor.Y esto pasa por que cuando se calienta un solido se transfiere el calor a los átomos y esto hace que vibran con rapidez a medida que gana energía.

Evaporación: La evaporación es un proceso físico que consiste en el paso lento y gradual de un estado líquido hacia un estado gaseoso tras haber adquirido superficie energía para vencer la tensión de la superficie.

Ebullición: La ebullición es el proceso físico en el que estado liquido pasa a estado gaseoso. Esto ocurre cuando la temperatura de la totalidad de liquido iguala al punto de ebullición del liquido a esa presión.

Sublimación: Es el proceso que consiste en el cambio de estado de la materia de estado solido a estado gaseoso sin pasar por el estado liquido y esto ocurre por un gran aumento de la temperatura convirtiéndolo  en gas.

Sublimación inversa: Es el paso directo del estado gaseoso al estado solido Por ejemplo una substancia capaz de sublimarse la presión y temperatura ambiente, es el hielo seco.  

1.1.5. PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS DE LAS SUSTANCIAS NATURALES

Cada sustancia tiene un conjunto único de propiedades o caracteristicas que permiten reconocerlo y distinguirlo de otras sutancias.

Se dividen en propiedades Fisicas y Quimicas: Las propiedades fisicas se pueden medir sin

cambiar la identidad y la composición de la sustancia, como el color, olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición y dureza.

Las propiedades quimicas describen la forma en que una sustancia puede cambiar o reaccionar para formar otra sustancia, por ejemplo, la inflamabilidad.

Algunas propiedades no dependen de la cantidad de muestra que se está examinando, se les llama propiedades intensivas, como la temperatura, el punto de fusión y la densidad; algunas de ellas pueden servir para identificar las sustancias.

Las propiedades extensivas de las sustancias dependen de la cantidad de la muestra e incluyen mediciones de la masa y el volumen, es decir, dependen de la cantidad de sustancia presente.

CAMBIOS FISICOS Y QUIMICOS Durante los cambios físicos una sustancia varia en

su apariencia física pero no en su composición, como cuando el agua se evapora cambia de estado liquido a gas pero su composición no se altera.

En los cambios quimicos ó reacciones químicas, una sustancia se transforma en una sustancia químicamente distinta, por ejemplo cuando se quema hidrógeno en aire, sufre un cambio quimico en el que se convierte en agua.

2.1. PERIODICIDAD QUÍMICA A mediados del siglo XIX se conocían 55 elementos

diferentes, los cuales diferían en sus propiedades y aparentemente no existía ninguna relación entre ellos. Los científicos trataron de ordenarlos.

Johann W. Dőbereiner, quien en 1817, descubrió que al reunir los elementos con propiedades semejantes en grupos de tres, la masa atómica del elemento central era aproximadamente igual al promedio de las masas atómicas relativas de los otros elementos, observó que el Bromo tenía propiedades intermedias con el cloro y las del yodo; encontró otros dos grupos de tres elementos que mostraban un cambio gradual en sus propiedades llamándola ley de las tríadas.

PESO ATÓMICO DE LOS ELEMENTOS CORRESPONDIENTES A LAS TRÍADAS DE DŐBEREINER

nombre Peso atómico promedio

Calcio 40.1

88.7Estroncio 87.6

Bario 137.3

Azufre 32.1

79.8Selenio 79.0

Telurio 127.6

Cloro 35.5

81.2Yodo 126.9

Bromo 79.9

En 1863 Newlands descubrió que si ordenaba los elementos de acuerdo con su masa atómica relativa, las propiedades del octavo elemento eran una repetición de las propiedades del primer elemento.

Llamó a este agrupamiento ley de las octavas,  de está manera quedaron  en el mimo grupo el sodio,  y el potasio, el azufre y el selenio el calcio y el magnesio que tienen propiedades similares; las tríadas de Dóbereiner quedaron en el mismo grupo. El problema fue que no todos presentaban propiedades similares.

1 2 3 4 5 6 7

H Li Be B C N O

F Na Mg Al Si P S

Cl K Ca Cr Ti Mn Fe

En 1867, el químico ruso Dimitri Ivanovich  Mendeleiev, clasificó los setenta y tres elementos  en una tabla  periódica puesto que los elementos variaban de forma regular. Colocó los elementos en orden creciente de acuerdo a sus pesos atómicos (Newlands) y tomo en cuenta: La valencia de los elementos.

Espacios vacíos. De acuerdo con su peso atómico, las propiedades de un elemento no correspondían con las de sus vecinos, por lo cual Mendeleiev dejo espacios porque faltaban  elementos por descubrir. Todos los elementos de una columna en la tabla de Mendeleiev tiene la misma valencia. No obstante, Mendeleiev observó que el ordenamiento por pesos atómicos no coincidía con la valencia.

En 1913, Henry G. J. Moseley sugirió que los elementos se ordenarán de acuerdo al número atómico creciente, el cual dedujo de bombardear diferentes elementos con electrones de alta energía, vio que cada elemento produce rayos X con una frecuencia caracteristica que por lo general aumentaba al aumentar la masa atómica; acomodó dichas frecuencias en orden y les asignó un número entero singular, el número atómico.

Ahora sabemos que el número atómico es igual tanto al número de protones en el núcleo como al número de electrónes que hay en el átomo.

La tabla periódica actual sigue el criterio de Moseley, y es conocida  como la tabla periódica larga de los elementos se encuentra en filas y columnas.

Ley periódica Las propiedades de los elementos son funciones

periódicas de sus masas atómicas, enunciado dicho por Mendeleiev. El enunciado actual es "Las propiedades de los elementos  son funciones periódicas de sus números atómicos", postulado conocido como la Ley periódica de Moseley.

Fue hasta 1926 cuando el físico austriaco Erwin Schrödinger que combina el comportamiento ondulatorio de la materia y el comportamiento de partícula del electrón en la mecánica cuántica ó mecánica ondulatoria.

Las deducciones de Schrödinger con respecto a los orbitales de los electrones y sus números cuánticos dan lugar a la tabla periódica actual de acuerdo a los patrones periódicos de las configuraciones electrónicas de los elementos.

Es decir, gracias a esto ahora sabemos que los elementos de la misma columna contienen el mismo número de electrones en sus orbitales de capa externa u orbitales de valencia.

ACTIVIDAD DE REPASO

Números cuánticos.Describen los estados posibles de lo

átomos, los niveles de energía de los electrones y la forma de los orbitales que describe la distribución de los electrones en el espacio.

Número cuántico principal, n: describe el nivel principal de energía, o capa que ocupa un electrón. Puede ser todo entero positivo. En cada capa es posible la existencia de subcapas ó subniveles distintos con una forma caracteristica.

Número cuántico de momento angular, l: Designa el subnivel o forma especifica del orbital atómico que puede ocupar un electrón. Puede tomar valores enteros que van desde 0 hasta n-1.

El valor máximo de l, es n-1. A cada valor de l se le da una notación literal. Cada letra corresponde a un subnivel diferente y a un orbital con forma distinta:

l=0, 1, 2, 3…(n-1) s p d f

El valor máximo de l en la primera capa es 0 lo cual nos dice que sólo hay una subcapa s y no una subcapa p. En la segunda capa los valores permisibles de l son 0 y 1, y esto nos indica que sólo hay subcapas s y p.

Número atómico magnético, ml: Designa a un orbital específico de una subcapa. En cada subcapa puede tomar valores enteros que van desde –l pasando por cero hasta +l. En consecuencia, con una subcapa p están asociadas 3 regiones del espacio distintas, llamadas orbitales atómicos, los cuales se designan como orbitales px, py y pz.

El número cuántico de espín, ms: Se refiere al giro del electrón y a la orientación del campo magnético que genera éste giro. Para cada serie de valores de n, l y ml puede tomar el valor de +1/2 ó -1/2.

n l ml ms

Capacidad electrónica

de la subcapa (4l+2)

Capacidad electrónica de la capa

(2n²)

1 0 (1s)

0 +1/2, -1/2 2 2

2

0 (2s)

1 (2p)

0-1,0,+1

+1/2, -1/2Por cada valor de

ml

26 8

3

0 (3s)

1 (3p)

2 (3d)

0-1,0,+1

-2,-1,0,+1,+2

+1/2, -1/2Por cada valor de

ml

2610

18

4

0 (4s)

1 (4p)

2 (4d)

3 (4f)

0-1,0,+1

-2,-1,0,+1,+2-3,-2,-

1,0,+1,+2,+3

+1/2, -1/2Por cada valor de

ml

261014

32

ORBITALES ATÓMICOS

Un orbital s se encuentra en la primera capa y tiene simetría esférica, las nubes electrónicas son tridimensionales formando algo parecido a una pelota de baloncesto.

A partir de la segunda capa, cada capa tiene también una subcapa p, cada una de éstas subcapas consta de 3 orbitales atómicos p, que corresponden a los 3 valores permitidos ml que se asemejan a mancuernas de gimnasia aplanadas de brazos iguales mutuamente perpendiculares.

En la tercera capa, cada orbital también tiene una tercera subcapa, que se compone de 5 orbitales atómicos d y se presentan con forma de un trébol de 4 hojas tridimensional que puede estar ubicado sobre los ejes o entre las diagonales de los ejes.

En la cuarta capa y las capas más grandes también hay 4 subcapas, que tienen 7 orbitales atómicos.

Así, vemos que la primera capa tiene sólo el orbital s; la segunda capa tiene el orbital 2s y los tres orbitales 2p; la tercera capa tiene el orbital 3s, los tres orbitales 3p y los cinco orbitales 3d; la cuarta capa consta de un orbital 4s, tres orbitales 4p, cinco orbitales 4d y siete orbitales 4f.

Todas las capas que siguen tienen subcapas s,p,d y f.

Capan

No. De subcapa

s por capa

No. De orbitales atómicos n²

No. Máximo de electrones

2n²

1 1 1 (1s) 2

2 2 4 (2s,2px,2py,2pz) 8

3 3 9 (3s,tres 3p,cinco 3d) 18

4 4 16 32

5 5 25 50

Espín electrónico. Los electrones actúan como si estuvieran girando alrededor de un eje que pasa por su centro.

Como el electrón puede girar en 2 direcciones, el número cuantico espín tiene 2 posibles valores, +1/2 y -1/2, espín hacia arriba y espín hacia abajo.

Cada espín electrónico genera un campo magnético y cuando 2 electrones tienen espines opuestos, la atracción debida a sus campos magnéticos opuestos ayuda a vencer la repulsión de sus cargas iguales, lo que permite que 2 electrones ocupen el mismo orbital

Configuración electrónica. Es la distribución electrónica que describimos

para cada átomo y recibe el nombre de configuración electrónica del estado fundamental.

Se rige por 3 reglas generales: Cada átomo se construye agregando el número

apropiado de protones y neutrones al núcleo como lo especifican el número atómico y el número de masa; agregando el número necesario de electrones a orbitales en forma tal que el átomo tenga la menor energía total.

Los electrones se asignan a orbitales según el valor creciente de (n+l).

En las subcapas con el mismo valor de (n+l), los electrones se asignan primero a la subcapa con menor valor de n.

Además la estructura electrónica se rige por el principio de exclusión de Pauli, que dice:Dos electrones no pueden tener los

mismos números cuánticos. Esto es, que para una serie dada

permitida de números cuánticos n, l y ml, dos electrones pueden ocupar el mismo orbital sólo si tienen espines opuestos; y se dice que éstos dos electrones son de espín apareado, un electrón que ocupa un orbital por sí mismo está desapareado.

Por simplicidad podemos representar los orbitales atómicos como __ y mostramos un electrón desapareado como ↑ y electrones con espín apareado como ↑↓.

En notación simplificada podemos indicar con superíndices el número de electrones de cada subcapa.

1s²

Número cuánticoprincipal n

Número cuántico de momento angular l

Número de electrones en el orbital

Por ejemplo:

Además la configuración electrónica también se rige por la Regla de Hund, que dice: Todos los orbitales de una subcapa dada, primero

se ocupan con un solo electrón antes de comenzar el apareamiento. Estos electrones desapareados tienen espirales paralelos.

Notación orbital

Notación simplificada

1s

Hidrógeno ↑ 1s¹

Helio ↑↓ 1s²

Para deducir la configuración electrónica nos podemos apoyar en el diagrama de Moeller, que es el siguiente:

Otra forma de representar lo anterior seria:

Pero notaremos que después del elemento Argón con número atómico 18 el diagrama nos indica pasarnos al orbital 4s antes de llenar el orbital 3d, esto debido a que un electrón debe ocupar el orbital disponible que dé al átomo la energía total más baja.

Notación Orbital Notación simplificada

1s 2s 2p

Li ↑↓ ↑ 1s² 2s¹

Be ↑↓ ↑↓ 1s² 2s²

B ↑↓ ↑↓ ↑ _ _ 1s² 2s² 2p¹

C ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ _ 1s² 2s² 2p²

N ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 1s² 2s² 2p³

2.1.2.TABLA PERIÓDICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

En la tabla periódica los elementos están distribuidos en bloques con base en los tipos de orbitales atómicos que se están llenando.

Los grupos de las tablas periódicas se dividen en A y B.

Los grupos A corresponden a elementos en los que se están llenando orbitales s y p.

Los grupos B incluyen a los metales de transición en los cuales hay uno ó dos electrones en el orbital s de la capa ocupada más extensa y orbitales d, una capa más pequeña, que se está llenando.

A la izquierda hay dos columnas de elementos conocidos como metales alcalinos (grupo 1A) y alcalinotérreos (grupo 2A), son aquellos en los que se están llenando los orbitales s de la capa exterior.

A la derecha hay un bloque de 6 columnas. Éstos son los elementos en los que se están llenando los orbitales p más exteriores.

Los bloques s y p de la tabla periódica contienen los elementos representativos ( o de los grupos principales).

En la parte media de la tabla hay un bloque de 10 columnas que contiene los metales de transición. Éstos son los elementos en los que se están llenando los orbitales d.

Debajo de la porción principal de la tabla hay dos filas hay dos filas que contienen catorce columnas, los llamados metales del bloque f, porque en ellos se están llenando los orbitales f.

La configuración electrónica de los elementos de los grupos A y de los gases nobles puede predecirse con toda confianza utilizando las herramientas hasta ahora mencionadas.

Sin embargo, existen algunas irregularidades más pronunciadas en los grupos B luego del cuarto periodo.

En los elementos más pesados de los grupos B, las subcapas de energía más alta de capas principales distintas tienen energías casi iguales, por lo que es fácil que un electrón salte de un orbital a otro casi de igual energía, aunque pertenezca a otra serie.

Esto se debe a que se presenta una perturbación (cambio ligero) de las energías orbitales conforme aumenta la carga nuclear y se agrega un electrón más al pasar de un elemento al que le sigue.

Un dato importante entre la relación de la tabla periódica y la configuración electrónica de los elementos es que:

Los electrones más externos son los que más influyen en las propiedades de los elementos y la adición de un electrón a un orbital s o p suele causar cambios profundos en las propiedades físicas y químicas; la adición de un electrón d o f tiene de ordinario efectos muy leves en las propiedades.

2.1.2. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS. El conocer la periodicidad de los

elementos resulta útil para comprender el enlace en compuestos sencillos, puesto que muchas propiedades fisicas como el punto de fusión, punto de ebullición y volumen atómico muestran variaciones periódicas.

Por ahora, veremos las variaciones de más utilidad para predecir el comportamiento químico ya que los cambios de estas propiedades dependen de las configuraciones electrónicas, en especial de la configuración de la capa ocupada más externa y de la lejanía de ésta respecto al núcleo atómico.

RADIO ATÓMICO Anteriormente

describimos los orbitales atómicos individuales en términos de probabilidades de distribución de los electrones en ciertas regiones del espacio.

Parecido a esto podemos imaginar la nube electrónica total que rodea a un núcleo atómico como algo indefinido sin límites o fronteras distinguibles, es decir, no podemos separar un átomo y medir su diámetro como haríamos con una pelota.

Entonces para definir el tamaño de un átomo nos apoyamos en su entorno inmediato, en especial de su interacción con los átomos que lo rodean.

Por ejemplo, imaginemos que colocamos en forma ordenada pelotas de golf en una caja y si conocemos la posición de las pelotas, el número de éstas y las dimensiones de la caja podemos calcular el diámetro de una pelota individual.

En otros casos, determinamos el radio atómico a partir de la distancia observada entre átomos combinados entre sí.

Por ejemplo: La distancia que se mide entre los núcleos de la molécula de Cl₂ es de 2.00 Å, lo cual sugiere que el radio de cada átomo de cloro es la mitad de la distancia interatómica ó 1.00 Å

Por medio de éste razonamiento podemos obtener las medidas relativas de varios átomos

La carga nuclear efectiva (Zef) que experimenta un electrón de una capa mas externa es menor que la de la carga nuclear real (Z) lo cual se debe a que la atracción de los electrones de la capa más externa por el núcleo queda compensada en forma parcial por la repulsión entre los electrones de la capa más externa y los electrones de las capas internas.

Decimos entonces que los electrones de las capas internas sirven de pantalla ó protegen a los electrones de las capas externas del efecto total de la carga nuclear.

Este concepto de efecto pantalla o protección nos sirve para comprender muchas tendencias periódicas de las propiedades atómicas.

Por ejemplo, considérese un átomo de litio, cuya configuración electrónica es:

1s² 2s¹ El electrón del orbital 2s

está relativamente protegido en forma efectiva del núcleo por los 2 electrones que ocupan la capa llena del orbital 1s, por ello el electrón no “siente” la carga total 3+ del núcleo; sin embargo la carga nuclear efectiva (Zef) que experimenta el electrón de la capa 2s, puesto que tiene cierta probabilidad de encontrarse cerca del núcleo, es un poco mayor a 1+.

En el caso del elemento sodio con número atómico 11, tiene 10 electrones en las capas internas y un electrón en la capa más externa, por el mismo razonamiento anterior sabemos entonces que los 10 electrones protegen al último de casi toda la carga nuclear 11+. Y puesto que sabemos que la tercera capa es más grande (n=3)que la segunda (n=2), vemos que los átomos de sodio son más grandes que los de litio.

Podemos concluir entonces que: En un grupo de la tabla periódica de los elementos

representativos, el radio atómico aumenta de arriba abajo a medida que los electrones van ocupando capas más alejadas del núcleo.

Conforme recorremos la tabla periódica en forma horizontal los átomos se vuelven más pequeños debido al incremento de la carga nuclear efectiva (Zef) aunque se estén agregando más electrones.

Por ejemplo, considera a los átomos del Boro, Carbono y Neón:

Elemento Configuración electrónica

Carga nuclear real (Z)

Boro 1s²2s²2p¹ 5

Carbono 1s²2s²2p² 6

Neón 1s²2s²2p⁶ 10

En el Boro hay 2 electrones en la capa 1s² y 3 electrones en la capa 2s²2p¹, los dos electrones de la coraza protegen con efectividad casi todo el efecto de dos de los 5 protones del núcleo, así los 3 electrones del orbital más externo sólo “sienten” la atracción real de 3 protones.

El carbono también tiene 2 electrones internos que sirven de pantalla pero el protón más presente en el núcleo aporta atracción adicional para atraer a los 4 electrones más externos hacia el núcleo lo que hace que el átomo de carbono sea más pequeño que el del Boro.

El Neón sigue teniendo sólo 2 electrones de pantalla pero tiene 10 protones en el núcleo que atraen hacia él aún más a los electrones externos, entonces aunque el Neón tiene más electrones, su radio atómico es el más pequeño.

Podemos concluir entonces que: Conforme recorremos un periodo de izquierda a

derecha de la tabla periódica, el radio atómico de los elementos representativos disminuye cada vez que agregamos un protón al núcleo y un electrón a una capa en particular.

Lo anterior se puede representar:

En los elementos de transición las variaciones no son tan regulares porque los electrones van ocupando una capa interna; sin embargo, la tendencia general de disminución del radio continúa conforme vamos recorriendo los metales del bloque d ó f.

El radio de todos los elementos de transición es mas pequeño que el de los elementos de los grupos 1A y 2A, del mismo periodo, que les preceden.

Estas tendencias generales son el resultado de dos factores que determinan el tamaño del orbital más exterior: su número cuántico principal y la acción de la carga nuclear efectiva sobre sus electrones.

Muchas propiedades de las moléculas dependen de las distancias entre los átomos de la molécula.

Los radios atómicos nos permiten estimar las longitudes de enlace entre los diferentes elementos de las moléculas.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

La primera energía de ionización (EI₁), que también se conoce con el nombre de primer potencial de ionización, es: La cantidad mínima de energía

que se necesita para separar al electrón menos fuertemente unido de un átomo gaseoso aislado para formar un ion con carga 1+.

Por ejemplo, la primera energía de ionización del calcio, es de 599 kj/mol, y se representa:

Ca(g) Ca⁺(g) + e⁻

La facilidad con que los electrones se pueden sacar de un átomo es un indicador importante del comportamiento químico del átomo.

La segunda energía de ionización (EI₂) es la cantidad de energía que se necesita para separar el segundo electrón, y siguiendo con el ejemplo del calcio se representaría:

Ca⁺(g) Ca²⁺(g)+e⁻

Para un elemento dado, EI₂ siempre es mayor que EI₁, porque es más difícil separar un electrón con carga negativa de un ion con carga positiva que del correspondiente átomo neutro.

Esto hace que aumente la carga nuclear efectiva que experimentan los electrones restantes.

Cuanto mayor es la carga nuclear efectiva, mayor es la energía requerida para eliminar un electrón.

A continuación se muestran valores sucesivos de las energías de ionización para los elementos del sodio al argón en kj/mol.

Elemento EI₁ EI₂ EI₃ EI₄ EI₅ EI₆ EI₇

Na 496 4560

Mg 738 1450 7730

Al 578 1820 2750 11600

Si 786 1580 3230 4360 16100

P 1012 1900 2910 4960 6270 22200

S 1000 2250 3360 4560 7010 8500 27100

Cl 1251 2300 3820 5160 6540 9460 11000

Ar 1521 2670 3930 5770 7240 8780 12000

Electrones internos

TENDENCIAS PERIÓDICAS EN LAS EI Si graficamos la Energía de ionización contra el

numero atómico como se muestra a continuación:

Observamos que: Dentro de cada fila (periodo), por lo general EI₁

aumenta al aumentar el número atómico. Los metales alcalinos muestran la energía de ionización más baja de cada fila, y los gases nobles la más alta.

Dentro de cada columna (grupo) por lo general la EI disminuye al aumentar el número atómico. Por ejemplo, las energías de ionización de los gases nobles siguen el orden: He>Ne>Ar>Kr>Xe.

Los elementos representativos muestran una variedad más grande de valores de EI que los metales de transición. En general, las EI de los elementos de transición aumentan lentamente conforme avanzamos de izquierda a derecha en un periodo.

A modo de conclusiones decimos que: Con la energía de ionización se mide qué tan

unidos están los electrones en los átomos y en la ionización siempre se necesita energía para liberar a un electrón de la fuerza de atracción del núcleo.

Una energía de ionización baja indica la remoción fácil de electrones y por lo tanto la formación fácil de un ion positivo (catión)

Los elementos con baja energía de ionización (EI) pierden electrones con facilidad para formar cationes.

RELACIÓN ENTRE EI Y RADIO ATÓMICO De lo visto hasta ahora, podemos decir que:

La EI depende tanto de la Zef como de la distancia media entre el electrón y el núcleo.

Un aumento de la Zef o una disminución de la distancia al núcleo aumentan la atracción entre el electron y el núcleo, al aumentar esta atracción se hace más dificil quitar el electrón y por ende aumenta la EI.

Al movernos hacia la derecha en un periodo, hay tanto un aumento en la Zef como una disminución en el radio atómico, lo que hace que la EI aumente.

En cambio cuando bajamos por una columna, el radio atómico aumenta, mientras que la Zef permanece practicamente constante, así la atracción entre el núcleo y el electron disminuye en esta dirección y la EI también.

AFINIDAD ELECTRÓNICA De acuerdo al tema anterior, el

valor positivo de la energía de ionización (EI) nos recuerda que se debe proporcionar energía al átomo para eliminar el electrón.

Por otro lado la mayoría de los átomos puede ganar electrones para formar iones con carga negativa.

El cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo se denomina afinidad electrónica, porque mide la atracción, o afinidad, del átomo por el electrón añadido.

Por ejemplo, la adición de un electrón a un átomo de cloro va acompañada por un cambio de energía de -349 kj/mol, donde el signo negativo indica que se libera energía durante el proceso.

Por tanto decimos que la afinidad electrónica de Cl es -349 kj/mol:

Cl(g) + e‾ Cl‾(g)

∆E=-349kj/mol

[Ne]3s²3p⁵ [Ne]3s²3p⁶

Es importante entender las diferencias entre la energía de ionización (EI) y la afinidad electrónica; recuerde que la primera mide la facilidad con que un átomo pierde un electrón, mientras que la segunda mide la facilidad con que un átomo gana un electrón.

Cuanto mayor es la atracción entre un átomo dado y un electrón añadido, más negativa será la afinidad electrónica del átomo.

La afinidad electrónica de Cl es la más negativa de todos los elementos.

Para algunos elementos, como los gases nobles, la afinidad electrónica tiene un valor positivo, lo que implica que el anión tiene más alta energía que el átomo y el electrón separados:

Ar(g) + e‾ Ar ‾(g) ∆E > 0

[Ne]3s²3p⁶ [Ne]3s²3p⁶4s¹ Porque ∆E > 0, el Ar‾ es un ion no estable y no

se formará.

En general la afinidad electrónica se hace más negativa conforme avanzamos en cada fila hacia los halógenos, a los cuales sólo les falta un electrón para tener una subcapa p llena, tienen las afinidades electrónicas más negativas.

Conforme avanzamos de arriba hacia abajo en la tabla, la distancia media entre el electrón añadido y el núcleo aumenta, lo que hace que la atracción entre el núcleo y el electrón disminuya, pero el orbital que contiene el e‾ más exterior está cada vez más disperso lo que reduce las repulsiones e‾- e‾, por ello la menor atracción núcleo-electrón se compensa por la disminución en las repulsiones e‾- e‾; lo que hace que las afinidades electrónicas no cambien mucho.

Al ganar un electrón un átomo de halógeno forma un ion negativo estable que tiene la configuración de un gas noble.

La adición de un electrón a un gas noble, en cambio, requeriría que el electrón residiera en una nueva subcapa de mayor energía.

Esto no es bueno desde el punto de vista energético puesto que la afinidad electrónica seria positiva y no se formará el ion.

Las afinidades electrónicas de Be y Mg son positivas por la misma razón que los gases nobles, el electrón adicional residiría en una subcapa p que antes estaba vacía y que tiene mayor energía.

Las afinidades electrónicas del grupo 5A también tienen subcapas p llenas a la mitad, el electrón adicional se debe colocar en un orbital que ya está ocupado, lo que causa mayores repulsiones electrón-electrón; en consecuencia estos elementos tienen afinidad electrónica positiva (N) o menos negativa que la de sus vecinos de la izquierda.

De los últimos temas vistos sabemos entonces que:

PROPIEDADES PERIÓDICAS POR GRUPO

METALES, NO METALES Y METALOIDES. Los conceptos de radio atómico, energía de

ionización y afinidad electrónica son propiedades de los átomos individuales.

Pero a excepción de los gases nobles, ningún elemento existe como átomos individuales en la naturaleza.

Para entender mejor las propiedades de los elementos también debemos examinar las tendencias periódicas en las propiedades de grandes colecciones de átomos.

La primera tendencia periódica de éstas colecciones es la división de los elementos en las categorías de metales, no metales y metaloides.

Algunas propiedades características de los metales y no metales

Metales No metales

Tienen un lustre brillante, diversos colores pero casi todos son plateados

No tienen lustre, diversos colores

Los sólidos son maleables y dúctiles

Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos

Buenos conductores del calor y la electricidad

Malos conductores del calor y la electricidad

Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos

La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas.

Tienden a formar cationes en solución acuosa

Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa.

METALES Casi todos los metales

son sólidos a temperatura ambiente a excepción del mercurio que es un líquido (punto de fusión=39°C).

Existen entre ellos propiedades muy contrastantes, por ejemplo: el cesio se funde a 28.4°C mientras que el cromo se funde a 1900°C.

Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto se oxidan (pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas.

Muchos metales se oxidan con diversas sustancias comunes, como O₂ y los ácidos.

Para comprender mejor lo que a continuación veremos recordemos que: Los elementos que normalmente encontramos

como moléculas diatómicas son: hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y los halógenos.

En las formulas químicas los subíndices indican el número de átomos de cada elemento que contiene la molécula.

Si a un átomo neutro le quitamos electrones se forma un catión y si le agregamos electrones se forma un anión.

En general los átomos metálicos tienden a perder electrones; los átomos no metálicos tienden a ganar electrones.

Muchos átomos metálicos ganan o pierden electrones con el fin de quedar con el mismo número de electrones que el gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica.

Las cargas de los iones de los metales de transición no siguen un patrón obvio.

Muchos iones de metales de transición tienen cargas 2+, pero también se observan 1+ y 3+.

Una de las características distintivas de los metales de transición es su capacidad para formar más de un ion positivo.

Por ejemplo, el hierro puede ser 2+ en algunos compuestos y 3+ en otros.

Los compuestos de metales con no metales suelen ser sustancias iónicas, como la mayor parte de los óxidos y halogenuros metálicos que son sólidos iónicos.

Por ejemplo, la reacción entre níquel metálico y oxígeno:

metal +no metal compuesto iónico2Ni(s) + O₂(g) 2NiO(s)

Los óxidos tienen gran importancia por la gran abundancia del oxígeno en nuestro entorno.

La mayor parte de los óxidos metálicos son óxidos básicos, pues al disolverse en agua reaccionan para formar hidróxidos metálicos, como en los siguientes ejemplos:

Óxido metálico + agua hidróxido metálicosNa₂O(s) + H₂O(l) 2NaOHCaO(s) + H₂O(l) Ca(OH)₂ Los óxidos metálicos también demuestran su

basicidad reaccionando con ácidos para formar sales y agua:

Óxido metálico + ácido sal + aguaMgO(s) + 2HCl(l) MgCl₂(s) + H₂O(l)NiO(s) + H₂SO₄(l) NiSO₄(s) + H₂O(l)

NO METALES Los no metales varían

mucho en su apariencia, no son lustrosos, por los general son malos conductores del calor y la electricidad.

Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales.

Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas.

Dentro de los no metales están incluidos 5 gases (H₂,N₂,O₂,F₂ y Cl₂), un líquido (Br₂) y un sólido volátil (I₂); el resto de los no metales pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre.

Los no metales, al reaccionar con metales, tienden a ganar electrones y convertirse en aniones.

Por ejemplo, la reacción entre aluminio y bromo produce bromuro de aluminio, compuesto que contiene el ion aluminio (Al³⁺) y el ion bromuro (Br⁻):

Metal + No metal sal2Al(s) + 3Br₂(l) AlBr₃(s)

Por lo general, los no metales ganan suficientes electrones para llenar su subcapa p exterior por completo, para alcanzar una configuración electrónica de gas noble.

Ejercicio

Los compuestos formados en su totalidad por no metales son sustancias moleculares.

Por ejemplo, los óxidos, halogenuros e hidruros de los no metales con sustancias moleculares que suelen ser gases, líquidos ó sólidos de bajo punto de fusión

La mayor parte de los óxidos no metálicos son óxidos ácidos, pues al disolverse en agua reaccionan para formar ácidos, como en los ejemplos siguientes:

óxido de no metal + agua ácido

CO₂(g) + H₂O(l) H₂CO₃(l)P₄O₁₀(s) + 6H₂O(l) 4H₃PO₄(l)

La reacción entre dióxido de carbono y agua, explica la acidez del agua carbonatada y la del agua de lluvia.

La acidez de los óxidos no metálicos también se manifiesta por el hecho de que se disuelven en soluciones básicas para formar sales.

Por ejemplo:óxido de no metal + base sal +

aguaCO₂(g) + 2NaOH(s) Na₂CO₃(s) +

H₂O(l)SO₃(g) + 2KOH(s) K₂SO₄(s) + H₂O(l)

TAREA:Investigar como se realiza el balanceo de ecuaciones químicas.

METALOIDES

Los metaloides tienen propiedades intermedias entre las de los metales y los no metales.

Pueden tener algunas propiedades características de los metales pero carecer de otras.

Por ejemplo, el silicio parece un metal, pero es quebradizo en lugar de maleable y no conduce el calor y la electricidad tan bien como los metales.

Varios de los metaloides, notablemente el silicio, son semiconductores eléctricos y constituyen los principales elementos empleados en la fabricación de circuitos integrados y chips de computadora.

PROPIEDADES DEL GRUPO 1A Los metales alcalinos son sólidos

metálicos blandos, tienen propiedades metálicas características como lustre metálico plateado y alta conductividad térmica y eléctrica.

Éstos elementos tienen baja densidad y bajo punto de fusión; como hemos visto, conforme bajamos por el grupo el radio atómico aumenta y la energía de primera ionización disminuye.

Además sabemos que de cada fila de la tabla periódica, el metal alcalino tiene la energía de primera ionización más baja, lo que refleja la facilidad con que se le puede quitar su electrón s exterior.

Los metales alcalinos son los metales más activos, por lo que sólo existen en la naturaleza como compuestos.

Pueden obtenerse haciendo pasar una corriente eléctrica a través de una sal fundida, proceso llamado electrólisis.

Por ejemplo, el sodio se prepara comercialmente por electrólisis de NaCl fundido, la energía eléctrica quita electrones a los iones de Cl⁻ y forza a los iones de Na⁺ a que los acepten.

2Cl⁻ Cl₂ + 2e⁻2Na⁺ + 2e⁻ 2Na

Como ya mencionamos anteriormente, los metales se combinan directamente con la mayor parte de los no metales.

Por ejemplo, reaccionan con hidrógeno para formar hidruros, con azufre para formar sulfuros y con cloro para formar cloruros, es decir sus reacciones generales podemos expresarlas:

2M(s) + H₂(g) 2MH(s)2M + S(s) M₂S(s)

2M(s) + Cl₂(g) 2MCl(s)

En los hidruros de metales alcalinos, el hidrógeno está presente como H⁻, llamado ion hidruro, el cual es distinto del ion hidrógeno H⁺, que se forma cuando un átomo de hidrógeno pierde su electrón.

Los metales alcalinos reaccionan mucho con el agua para producir hidrógeno gaseoso y soluciones de hidróxidos de metales alcalinos, su reacción general es:

2M(s) + 2H₂O(l) 2MOH(ac) + H₂(g) Estas reacciones son muy exotérmicas y más violentas

con los miembros más pesados del grupo, lo que confirma la menor fuerza con que retienen su único electrón de capa exterior.

El potasio reacciona tan vigorosamente con el agua que el hidrógeno desprendido se enciende. El color rojo grosella del indicador ácido-base fenolftaleína confirma la presencia de los iones OH- generados durante la reacción.

Las reacciones entre los metales alcalinos y el oxígeno son más complejas.

Cuando el oxígeno reacciona con metales, suelen formarse óxidos metálicos que contienen el ion O²⁻, por ejemplo con el litio:

4Li(s) + O₂(g) 2Li₂O(s) óxido de litio Cuando se disuelven en agua, el óxido de litio y

otros óxidos metálicos solubles reaccionan con el agua para formar iones hidróxido según la siguiente ecuación iónica:

O²⁻(ac) + H₂O(l) 2OH⁻(ac) En cambio los otros metales alcalinos reaccionan

con oxígeno para formar peróxidos metálicos, que contienen el ion O₂²⁻. Por ejemplo:

2Na(s) + O₂(g) Na₂O₂(s) peróxido de sodio

El potasio, el rubidio y el cesio también forman compuestos que contienen el ion O₂⁻, llamados superóxidos:

K(s) + O₂(g) KO₂(s) superóxido de potasio Con todo lo anterior visto podemos concluir

que los metales alcalinos son en extremo reactivos hacia el agua y el oxígeno, por esta razón suelen guardarse sumergidos en un hidrocarburo, como queroseno y aceite mineral.

Las sales de los metales alcalinos y sus soluciones acuosas son incoloras puesto que los iones de metales alcalinos al haber perdido todos sus electrones exteriores, no tienen electrones que puedan ser excitados por la radiación visible.

EJERCICIO Escriba ecuaciones balanceadas que predigan las

reacciones del cesio metálico con: a)Cl₂(g) b)H₂O(l) c) H₂(g)

Sabemos que el cesio es un metal alcalino por lo tanto es más probable que pierda su electrón de la última capa convirtiéndose en Cs⁺, por analogía con las ecuaciones que vimos podemos decir que las ecuaciones serian:

2Cs(s) + Cl₂(g) 2CsCl(s)2Cs(s) + 2H₂O(l) 2CsOH(ac) + H₂(g)2Cs(s) + H₂(g) 2CsH(s) En cada caso el cesio forma un ion Cs⁺ en sus

compuestos. Los iones cloruro (Cl⁻), hidróxido (OH⁻) e hidruro (H⁻) son todos iones 1-, así que los productos finales tienen una estequiometria 1 a 1 con Cs⁺.

TAREA

Escriba una ecuación balanceada que prediga los productos de la reacción entre potasio metálico y: a) azufre elemental b) oxígeno c) agua

Propiedades de los metales alcalinos (configuración electrónica, punto de fusión, densidad, radio atómico, energía de primera ionización).

PROPIEDADES DEL GRUPO 2A Los metales alcalinotérreos son sólidos con

propiedades metálicas típicas, comparados con los metales alcalinos, son más duros y más densos y se funden a temperaturas más altas.

Las energías de primera ionización de los metales alcalinotérreos son bajas pero no tanto como las de los alcalinos, por ello son menos reactivos que éstos.

Como vimos, si nos movemos de izquierda a derecha en la tabla periódica la facilidad con que los elementos pierden electrones disminuye y si bajamos por un grupo aumenta, por lo que el berilio y el magnesio, los miembros más ligeros del grupo, son los menos reactivos.

La tendencia de reactividad creciente dentro del grupo se manifiesta en el comportamiento de los elementos hacia el agua.

El berilio no reacciona con el agua líquida ni con el vapor de agua, ni siquiera cuando se le calienta al rojo vivo.

El magnesio no reacciona con agua líquida, pero sí lo hace con vapor de agua para formar óxido de magnesio e hidrógeno:

Mg(s) + H₂O(g) MgO(s) + H₂(g) El calcio y los elementos que están debajo de

él reaccionan fácilmente con el agua a temperatura ambiente, aunque más lentamente que los metales alcalinos, su ecuación es:Ca(s) + 2H₂O(l) Ca(OH)₂(ac) + H₂(g)

Las dos reacciones anteriores ilustran el patrón dominante en la reactividad de los elementos alcalinotérreos, su tendencia a perder sus 2 electrones s exteriores y formar iones 2+.

Por ejemplo, el magnesio reacciona con cloro a temperatura ambiente para formar MgCl₂ y arde con un brillo enceguecedor en aire para producir MgO, es decir:

Mg(s) + Cl₂(g) MgCl₂(s)2Mg(s) + O₂(s) 2MgO(s)

En presencia de oxigeno el magnesio metálico está protegido de muchas sustancias químicas por un delgado recubrimiento superficial de MgO insoluble en agua, así se le puede incorporar en aleaciones estructurales ligeras empleadas por ejemplo en rines de automóviles.

Los metales alcalinotérreos más pesados (Ca, Sr y Ba) son todavía más reactivos que el magnesio hacia los no metales, y se deben almacenar de forma tal que estén protegidos contra la oxidación por O₂ y H₂O.

Al igual que los iones 1+ de los metales alcalinos, los iones 2+ de los elementos alcalinotérreos tienen una configuración electrónica de gas noble.

Por lo que forman compuestos incoloros o blancos a menos que se combinen con un anión colorido.

Los alcalinotérreos más pesados tienen flamas características, la flama del calcio es rojo ladrillo, la del estroncio rojo carmesí, y la del bario verde.

La flama del estroncio produce el color rojo tan conocido de las bengalas y fuegos artificiales.

PROPIEDADES DE GRUPOS DE NO METALES

HIDRÓGENO Es un elemento singular

que en realidad no pertenece a ninguna familia.

Es un no metal que encontramos en moléculas diatómicas incoloro en casi todas las condiciones.

Mientras que los cloruros y óxidos de los metales suelen ser sólidos a temperatura ambiente, en el caso del HCl es un gas y H₂O es un líquido.

Debido a que sólo tiene un electrón, el efecto pantalla de éste es mínimo por lo que la energía de primera ionización (1312 kj/mol) es marcadamente mayor que la de los metales activos y es comparable a la de otros no metales como el oxígeno y el cloro.

El hidrógeno comúnmente reacciona con otros no metales para formar compuestos moleculares.

Estas reacciones pueden ser muy exotérmicas, por ejemplo:2H₂(g) + O₂(g) 2H₂O(l) ∆H°=-

571.7kj También hemos visto que el hidrógeno

reacciona con los metales activos para formar hidruros metálicos sólidos que contienen el ion hidruro H⁻.

Por ejemplo: 2Na(s) + H₂(g) 2NaH(s)Ca(s) + H₂(g) CaH₂(s)

GRUPO 6A: GRUPO DEL OXÍGENO Conforme bajamos en el grupo 6A notamos que los

elementos se van haciendo más metálicos. El oxígeno es un gas incoloro a temperatura ambiente,

todos los demás son sólidos. El oxígeno, el azufre y el selenio son no metales típicos. El telurio posee algunas propiedades metálicas y se

clasifica como metaloide. El polonio es radiactivo y muy raro, es un metal.

El oxígeno se encuentra en dos formas moleculares, O₂ y O₃, la primera es la más común.

Por lo regular nos referimos al O₂ como oxígeno aunque el nombre dioxígeno es más descriptivo y la forma O₃ se llama ozono.

Las 2 formas del oxígeno son ejemplos de alótropos.

Los alótropos son formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado.

Cerca del 21% del aire seco está compuesto por moléculas de O₂

El ozono es tóxico y tiene un olor acre, está presente en cantidades muy pequeñas en la parte superior de la atmósfera y en el aire contaminado.

Se forma a partir de O₂ en descargas eléctricas , como en las tormentas eléctricas:

3O₂(g) 2O₃(g) ∆H°=284.6kj La naturaleza endotérmica de ésta reacción

indica que el O₃ es menos estable que el O₂. El oxígeno tiene una fuerte tendencia a

atraer electrones de otros elementos (a oxidarlos).

El oxígeno en combinación con metales casi siempre está presente como ion óxido O²⁻.

Este ion tiene una configuración de gas noble y es muy estable.

En las propiedades de los metales alcalinos mencionamos 2 aniones de oxígeno menos comunes, los iones peróxido (O₂²⁻) y superóxido (O₂⁻).

Los compuestos de éstos iones a menudo reaccionan consigo mismos para producir un óxido y O₂.

Por ejemplo, el peróxido de hidrógeno acuoso, H₂O₂, se descompone lentamente a temperatura ambiente para dar agua y O₂.

2H₂O₂(ac) 2H₂O(l) + O₂(g)

Después del oxígeno el elemento más importante del grupo 6A es el azufre.

También existe en varias formas alotrópicas, la más común y estable es el sólido amarillo con fórmula molecular S₈; ésta molécula consiste en un anillo de 8 átomos de azufre, aunque el azufre sólido consiste en anillos S₈, por lo regular lo escribimos simplemente S(s).

Al igual que el oxígeno, el azufre tiene tendencia a ganar electrones de otros elementos para formar sulfuros, que contienen el ion S²⁻, esto es cierto sobre todo en el caso de los metales alcalinos, por ejemplo:

2Na(s) + S(s) Na₂S(s) La mayor parte del azufre en la naturaleza se

encuentra como sulfuros metálicos. Puesto que el azufre está debajo del oxígeno en

la tabla periódica, su tendencia a formar aniones sulfuro no es tan grande como la del oxígeno a formar iones oxígeno.

El azufre y sus compuestos se pueden quemar en oxígeno, el producto principal es el dióxido de azufre, un contaminante importante, la reacción es:

S(s) + O₂(g) SO₂(g)

GRUPO 7A: HALÓGENOS Su nombre proviene de las

palabras griegas halos (sal) y gennao (formar), es decir, “formadores de sales”.

A diferencia de los elementos del grupo 6A, todos los halógenos son no metales típicos; sus puntos de fusión y de ebullición aumentan al aumentar el número atómico.

El flúor y el cloro son gases a temperatura ambiente, el bromo es un líquido y el yodo es un sólido.

Cada elemento consta de moléculas diatómicas: F₂, Cl₂, Br₂ y I₂.

El astato es extremadamente raro y radiactivo, muchas de sus propiedades todavía no se conocen.

El flúor gaseoso es amarillo claro, el cloro gaseoso tiene un color verde-amarillo, el bromo liquido es pardo rojizo y forma fácilmente un vapor del mismo color, el yodo sólido es negro grisáceo y forma fácilmente un vapor violeta.

Los halógenos tienen afinidades electrónicas muy negativas por lo que tienden a ganar electrones de otros elementos para formar iones halogenuro:

X₂ + 2e⁻ 2X⁻

El flúor y el cloro son más reactivos que el bromo y el yodo, de hecho el flúor quita electrones a casi cualquier sustancia con la que entra en contacto, incluida el agua y por lo regular lo hace muy exotérmicamente, por ejemplo:2Na(s) + F₂(g) 2NaF(s) ∆H°=-1147kj2H₂O(l) + 2F₂(g) 4HF(ac) + O₂(g) ∆H°=-758.7 kj

El cloro es el más útil de los halógenos en la industria.

Como vimos éste se produce de la electrólisis de NaCl fundido ó por la electrólisis de salmuera:2NaCl(ac) + 2H₂O(l) 2NaOH(ac) + H₂(g) +

Cl₂(g) El cloro reacciona lentamente con el agua

para formar soluciones acuosas relativamente estables de HCl y HOCl (ácido hipocloroso):

Cl₂(g) + H₂O(l) HCl(ac) + HOCl(ac)

electricidad

Los halógenos reaccionan directamente con la mayor parte de los metales para formar halogenuros iónicos.

Y también reaccionan con hidrógeno para formar halogenuros de hidrógeno gaseosos:

H₂(g) + X₂ 2HX(g) Todos éstos compuestos son muy solubles en

agua y se disuelven para formar los ácidos halogenhídricos.

GRUPO 8A: GASES NOBLES

Son no metales y son gases a temperatura ambiente.

Todos ellos son monoatómicos.

Se caracterizan por tener sus subcapas s y p totalmente llenas.

Tienen energías de ionización elevadas y ésta disminuye conforme bajamos por la columna.

Como poseen configuraciones electrónicas estables, su reactividad es excepcionalmente baja.

De hecho se les llamaba gases inertes porque se creía que eran incapaces de formar compuestos químicos.

En 1962 Neil Bartlett sintetizó el primer compuesto de gas noble haciendo reaccionar Xe con PtF₆.

El xenón también reacciona directamente con F₂(g) para formar los compuestos moleculares XeF₂, XeF₄ y XeF₆.

El criptón tiene un valor de primera energía de ionización más alto que el xenón por ello es menos reactivo, de hecho sólo se conoce un compuesto estable del criptón, KrF₂.

La elevada radiactividad del radón ha inhibido el estudio de su química.

Todavia no se conocen compuestos de He, Ne o Ar.