MODULO 3 QUIMICA 1

8/19/2019 MODULO 3 QUIMICA 1

1/64

Química I

1

D.R.© Instituto Tecnológico y de Estudios S uperiores de Monterrey,

Eugenio Garza Sada 2501 S ur, Col. Tecnológico, Monterrey, N.L. México.2013

Química I Módulo III. Átomo: fundamento de la materia


2/64

Química I

2



Introducción al módulo

Terminamos el módulo anterior tomando conciencia del papel de la química en la vida cotidiana y en nuestracomunidad; está en todo nuestro alrededor.

En este módulo seguiremos pensando y estudiando acerca de la materia desde otro ángulo: imagina quetomamos una simple lupa y con ella fuera posible ver de cerca la materia, ¿qué encontraríamos? Observaríamosque la materia se compone de elementos.

Todos y cada uno de los elementos de nuestro universo están hechos de pequeñas partículas llamadas átomos.

Buscaremos en este módulo conocer cómo se organizan los átomos, sus características y propiedades, la manerade identificarlos, la forma en la que interactúan unos con otros (enlaces) para formar compuestos y la interrelación entre compuestos (reacciones).

¿Para qué nos va a servir esto?Nos dará la pauta para una mejor comprensión de nuestro entorno. Sabemos ahora que la química está ennuestras vidas, nuestras cosas y los productos que usamos, pero ¿podríamos mejorarlos?, ¿podríamos afectaren el impacto que tiene el uso de algunos productos en nuestra vida cotidiana? Sin el conocimiento de laquímica (propiedades, características y reacciones) no lo podríamos determinar.

¿Estás listo para esta nueva etapa?

Competencias del módulo

Las competencias que desarrollarás en este módulo son las siguientes:

Definir el concepto de átomo como fundamento de la materia para una mejor comprensión de la

química. Identificar los compuestos inorgánicos, sus propiedades y clasificaciones con el fin de poder predecir sus

reacciones.

Mostrar responsabilidad en el manejo de sustancias y su impacto en el entorno para preservar yconservar los recursos disponibles en su comunidad.

Revisa a continuación las unidades que componen este módulo:

Unidad 1 Conociendo el átomo Unidad 2 Conociendo los elementos: la tabla periódica Unidad 3 Enlaces: las relaciones entre elementos Unidad 4 Nomenclatura de compuestos Unidad 5 Reacciones entre compuestos


3/64

Química I

3



Unidad 1. Conociendo el átomo

En esta unidad realizaremos un rápido recorrido a través de la historia, para que sepas cómo se fueron dandolos descubrimientos que llevaron al conocimiento actual de la estructura del modelo del átomo.

Todo empezó con observaciones de la vida cotidiana. ¿Has notado cómo después de peinarte varias veces el cabello, en lugar de acomodarse se alborota más

y parece que está electrizado?

¿Te has preguntado cómo podemos sujetar un globo en la pared después de friccionarlo con el cabello?

Éstos y otros fenómenos que parecen relacionar la materia con la energía se explican por la presencia departículas que contienen carga dentro del átomo: las partículas subatómicas.

Estas partículas que determinan la identidad y las propiedades de un átomo pueden ser calculadas, ya queguardan ciertas relaciones que conoceremos en esta unidad; como la Teoría Atómica de la Mecánica Cuántica, oTeoría Cuántica del Átomo.¡Bienvenido!

Competencias


Definir y explicar el concepto de modelo atómico y su estructura.

Utilizar el modelo atómico actual para identificar la estructura del átomo y justificar su comportamientoen la naturaleza.

Estructurar y desarrollar las diferentes configuraciones electrónicas de los elementos con el fin depredecir su comportamiento con otras sustancias.

Revisa a continuación los temas que componen esta unidad.

Tema 1. Estructura atómicaTema 2. Modelo atómico

Tema 3. Configuración electrónica

Partículas subatómicas

Durante el módulo anterior estudiamos la materia, su definición, cómo se ha clasificado para su estudio, suspropiedades principales y su interacción con la energía.

Empezaremos ahora conociendo que toda la materia está compuesta por elementos.

Hay 110 elementos de diferentes tipos.

Ochenta y ocho los encontramos en la naturaleza pero para poder encontrar o analizar los demás, éstosnecesitan estar en combinación con otros elementos, lo que permite que existan diferentes sustancias deluniverso.


4/64

Química I

4



Muchos de estos (elementos) te serán familiares y otros no tanto.

Quizás en tu vida diaria uses el aluminio u otros metales en diferentes formas:

Papel aluminio Latas de bebidas

Aretes o pulseras hechos de oro o plata.

En nuestro cuerpo el fósforo y calcio forman la estructura ósea, el hierro es indispensable en las células de lasangre, el yodo lo necesitamos para que funcione correctamente la tiroides. Ejemplos como éstosencontraremos en muchos aspectos de la vida.

Quizás en tu vida diaria uses el aluminio u otros metales en diferentes formas: papel aluminio, latas de bebidas,aretes o pulseras hechos de oro o plata.

En nuestro cuerpo el fósforo y calcio forman la estructura ósea, el hierro es indispensable en las células de lasangre, el yodo lo necesitamos para que funcione correctamente la tiroides. Ejemplos como éstos

encontraremos en muchos aspectos de la vida.

En la siguiente unidad conocerás más a fondo la tabla periódica de los elementos, por lo pronto conviene que tefamiliarices con ella y aprendas los nombres y símbolos de los elementos.

El símbolo es una abreviatura del nombre que nos da la facilidad de expresarnos sobre el elemento.Cada elemento se compone de pequeñas partículas llamadas átomos.

¿Qué son los átomos?

Son la parte más pequeña del elemento que conserva todas sus propiedades. Y, cuando decimos pequeña, esque es ¡realmente pequeña!

Su diámetro es de 100 a 500 picomicras, cifra que tal vez no te sirva para imaginarte el tamaño.

Para que te des una idea, si juntas 10 millones de átomos tendrás una longitud de 1 mm.

Impresionante, ¿no?

En esta imagen se ve como en cada parte de metal de litio encontramos miles y miles de átomos. Durante algún tiempo se pensó que el átomo era la unidad más pequeña, sin embargo ahora sabemos que secompone de partículas subatómicas llamadas protones, neutrones y electrones. También se definió que todoátomo tiene un núcleo.

Protones

Son partículas positivas que están localizadas en el núcleo y que determinan la identidad del elemento.Un elemento es el que es por el número de protones que tiene.


5/64

5



Química I

Así, el oxígeno tiene 8 protones, si tuviera 9 sería flúor y si tuviera 7 sería nitrógeno.En otras palabras, todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones.

Neutrones

Son partículas sin carga que se localizan en el núcleo.

Electrones

Son partículas con carga negativa que se encuentran en regiones espaciales tridimensionales fuera del núcleo.Más adelante estudiaremos cuál es el arreglo de los electrones.

Los átomos son neutros porque tienen la misma cantidad de protones (cargas positivas), que de electrones(cargas negativas).Por lo tanto, si conocemos el número de protones, sabremos el número de electrones en un átomo.Átomo neutro: protones = electrones

Si pudiéramos visualizar el arreglo de un átomo, siguiendo con el ejemplo anterior del litio, veríamos algo similara la siguiente imagen donde se puede ver que en el núcleo se encuentran los protones y neutrones y en unanube alrededor del núcleo están los electrones en un espacio determinado por los niveles de energía.Concluyendo, lo que debemos recordar referente a la estructura atómica son los siguientes puntos:

El átomo:

1. Está formado por partículas subatómicas: protones, neutrones y electrones.2. Posee un núcleo donde se encuentran los protones y neutrones.3. Es eléctricamente neutro.4. Contiene electrones situados en orbitales.

Hasta aquí se han descrito algunas características del protón, electrón y neutrón, pero falta aclarar una cuestiónmuy importante ¿estas partículas tienen masa?

¡Por supuesto!, recuerda que son constituyentes de la materia, y materia es todo lo que tiene masa.Las masas expresadas en gramos son:

protón 1.6726 x 10‐24 g

neutrón 1.6749 x 10‐24g

electrón 9.1995 x 10‐28g

Como podrás apreciar, trabajar con cantidades tan pequeñas es muy difícil, por ello, los científicos desarrollaronuna medida especial, “la unidad de masa atómica”, para representar las masas relativas de los átomos.Para hacerlo consideraron como punto de comparación o de partida al carbono, que tiene una masa de 12.Como la masa está dada por la suma de protones y neutrones y el carbono tiene 6 protones y 6 neutrones, alprotón se le asignó un valor de 1 unidad de masa atómica y al neutrón también, de manera que la suma de 6uma de los protones más 6 uma de los neutrones da exactamente las 12 uma del carbono.

La masa atómica se expresa en uma = unidades de masa atómica


6/64

Química I

6


Eugenio Garza Sada 2501 S ur, Col. Tecnológico, Monterrey, N.L. México. 2013

Las masas expresadas en unidades de masa atómica (uma) son:Protones = 1 umaNeutrones = 1 umaElectrones = insignificante

La masa del electrón es tan insignificante que, para fines prácticos no se considera, de manera que las partículasque tienen masa son: el protón y el neutrón.

Veamos un ejemplo para imaginarnos cómo se hace eso de tomar un elemento y sobre él considerar las masasrelativas de los otros.

Imaginemos que queremos pesar a cada uno de los compañeros de trabajo, o del equipo deportivo al cualpertenecemos. Pero no tenemos báscula.

¿Qué podemos hacer? Bueno pues podemos cargar a Lucy y tomarlo como referencia para comparar los pesosde los demás.

Así, podríamos decir:

Lety pesa 1/3 de lo que pesa Lucy, Enrique pesa 2 veces lo que Lucy, etc.Así como en el ejemplo la referencia es el peso de Lucy, los químicos tomaron al carbono 12 como referencia ycontra él comparan las masas relativas de los demás elementos de la tabla periódica o de las partículassubatómicas.

De esta manera, si un elemento tiene una masa de 1 uma podríamos decir que su masa es de 1/12 la delcarbono.

Número atómico y número másico

Todos los átomos del mismo elemento siempre tendrán el mismo número de protones. Esto es lo que distinguey caracteriza a los átomos de un elemento de los átomos de otros elementos.Los protones determinan laidentidad del elemento.

¿Qué es el número atómico?

Precisamente es el número que caracteriza al elemento y significa el número de protones que contienen susátomos:

Número Atómico: Es el número de protones que se encuentran en el núcleo del átomo de un elemento.

¿Qué es el número másico?

Número másico: representa el número de partículas que se encuentran en el núcleo.

Total de protones + neutrones en un átomo


7/64

Química I

7



Ejemplo:

El helio tiene 2 protones y 2 neutrones por lo que: Su número atómico es 2 Su número másico es 4

El número másico se representa con la letra A.

Una manera convencional de representar los elementos con la información de sus partículas lo tenemos en elsímbolo nuclear:

Donde X representa el símbolo del elemento, A, el número másico y Z el número atómico.

Veamos un ejemplo:

El oxígeno tiene 8 protones, su número atómico es 8.

El flúor tiene 9 protones, su número atómico es 9. El nitrógeno tiene 7 protones, su número atómico es 7.

Recordando que el número atómico se simboliza con la letra “z” y cuando se presenta junto al símbolo del elemento se coloca abajo ala izquierda, lo podemos representar así:

8O z = 8

9F z = 9

El número másico (simbolizado con la letra “A”), cuando se presenta junto al s ímbolo del elemento se coloca arriba a laizquierda, ejemplo:

16O, número de masa = A = 16 19F, número de masa = A = 19

Si presentamos el símbolo nuclear del flúor tendremos: F

Los elementos en la tabla periódica, están acomodados por números atómicos de menor a mayor, de izquierda aderecha. Observa una tabla periódica y busca los elementos que acabamos de mencionar.


8/64

Química I

8



Iones e Isótopos

Hasta este punto necesitamos tener claros los conceptos que están relacionados con los elementos:

El átomo, sus partículas, sus características.

Uno de los conceptos más importantes es que los átomos son eléctricamente neutros.Sin embargo, ahora veremos que esta regla no es inquebrantable.

Los electrones que se mueven en un determinado espacio, pueden comportarse de una manera diferente y seratraídos o atraer más electrones para sí, dependiendo de la energía que tengan y las condiciones bajo las cualesse encuentren.

Esto quiere decir que aquellos átomos que, por cualquier razón han perdido o ganado electrones, son átomosque pierden su carácter neutro y tienen carga, ya sea positiva (si perdieron electrones) o negativa (si ganaron).

Cuando un átomo gana o pierde electrones, es decir que deja de ser neutro, adquiere carga y se convierte

en ion.

Así, un ion es un elemento que ganó o perdió electrones. Recuerda que los protones no se ganan o se pierdenen una reacción química normal, ya que si el número de protones de un elemento se modifica, el elemento seconvierte en otro, no en un ion.

Un ion es un elemento que ha adquirido carga y la carga se expresa colocando un signo (positivo o negativo) a la derecha y arriba del símbolo del elemento, ejemplo:

O‐1 = ion oxígeno que ganó un electrón

¿Por qué si un átomo ganó electrones se le pone signo de menos y no de más?Tratemos de explicarlo con el siguiente esquema:


9/64

Química I

9



Na+1 es lo mismo que

Si el átomo gana electrones su carga negativa aumenta como se explica en la siguiente imagen:

Si le agregamos un electrón: 8p + 9e = carga –1. La carga ya no es neutra hay una carga negativa mayor, hay más

electrones que protones.

Cuando un átomo gana electrones deja de ser neutro debido a que recibe electronesnegativos, por lo tanto se “vuelve” más negativo; es decir, adquiere carga negativa y sellama anión.

Por el contrario, cuando un átomo pierde electrones la carga positiva es mayor:

Si se pierde un electrón, la carga positiva es mayor, 11p + 10 e = +1.El átomo adquiere carga positiva y se llama catión.

Es común en libros encontrar sólo el signo (positivo o negativo) junto al símbolo del elemento, lo cual indica quees un ion y que el número de electrones (perdidos o ganados) es uno.

Esto significa que en mi ejemplo anterior Na+ y en ambos casos me indica que se perdió un solo electrón.

Hay otro concepto que es importante conocer. Ahora que ya identificamos un átomo neutro de uno con carga(catión o anión), veamos los siguiente, se han encontrado que algunos átomos del mismo elemento difieren


10/64

Química I

10



Cl

entre sí en algunas cosas, para comprender este fenómeno, primero observa cuidadosamente el siguienteejemplo y define sus características atómicas:

z = 17

p = 17

37

17 Cl

z = 17

p = 17

e = 17 (no hay signo positivo o negativo arriba a la e = 17 (no hay signo positivo o negativo arriba a laderecha, que indique que el átomo tiene carga. Por loderecha, que indique que el átomo tiene carga. Por lotanto, se considera que es neutro p = e)

A = 35

n = 18 (número másico – protones)

tanto, se considera que es neutro p = e)

A = 37

n = 20 (número másico – protones)

¿Son iguales?, ¿qué tienen diferente?,veamos….

Los dos son el mismo elemento. No sólo hemos usado el mismo símbolo (Cl), sino que ambos tienen elmismo número de protones (p), o número atómico (z).

Tienen diferente número másico (A). Tienen diferente número de neutrones.

¿Qué es lo que pasa? ¡Son isótopos! Isótopos:

Son átomos de un mismo elemento (tienen el mismo número de protones) pero con diferente númeromásico (A), debido a que tienen diferente número de neutrones.

La mayor parte de los elementos que existen en la naturaleza, existen como isótopos. Así, de todo elcloro que existe en la tierra, el 24.2% tiene masa de 37uma y el 75.7% tiene masa de 35uma.

Hay elementos que tienen más de dos isótopos.

Por ejemplo, el magnesio tiene 3, uno con masa de 24uma, otro con 25uma y otro con masa de 26uma. Del

primero, en la naturaleza hay 79%, del segundo un 10% y del tercero 11%. También existen elementos sinisótopos naturales. De estos podemos decir que el 100% tiene la misma masa, un ejemplo es el sodio.

Los isótopos de un mismo elemento conservan sus propiedades químicas pero difieren en sus propiedadesfísicas.

¿Qué importancia tiene en este momento conocer acerca de los isótopos?


11/64

Química I

11



Observa detenidamente tu tabla periódica y verás que en cada elemento tiene expresada la masa en términosdecimales.

¿Por qué?

Porque al número que se expresa ahí se le conoce como masa atómica.

Masa atómica VS: El número másico

¿Cuál es la diferencia?

La diferencia entre la masa atómica y el número másico es que la masa atómica (expresada en la tabla periódica)representa el promedio de la masa de todos los tipos de átomos existentes (conocidos hasta ahora) en lanaturaleza.

Mientras que el número másico representa, la suma de partículas subatómicas en el núcleo (protones +neutrones).

La mayor parte de los elementos tienen varios isótopos naturales, es decir que un mismo elemento existe condiferente masa, en diferentes proporciones en la naturaleza, por lo tanto, para designar la masa de cadaelemento se requiere sacar un promedio.Las masas atómicas de los elementos que se muestran en la tabla periódica, son masas atómicas promedio detodos los isótopos naturales de un elemento.

Veamos el ejemplo del cloro que tiene 2 isótopos:

Uno con masa 36.9659 cuya abundancia en la naturaleza es de 24.23%.Otro con masa de 34.9688 y en la naturaleza éste existe en un 75.77 %.Si multiplicamos la masa por la abundancia en la naturaleza tenemos:36.9659 X .2423 = 8.9568375734.9688 X .7577 = 26.49585976

35.45269733 uma.La masa atómica promedio que se muestra en la tabla periódica para el cloro es de 35.45

Para determinar la masa se usa un aparato llamado espectrómetro de masa, que indica:

Cuántos isótopos hay.

Cuál es la masa de cada uno.

Porcentaje existe cada uno en la naturaleza (% de abundancia).

Una vez que se tienen estos datos, se multiplica la masa de cada isótopo por su % de abundancia en lanaturaleza y los resultados se suman. Es así como se obtiene la masa del elemento que aparece en la tablaperiódica, que es una masa promedio.


12/64

Química I

12



En ocasiones, es posible saber cuál es el isótopo más abundante en la naturaleza, sin realizar operacionesmatemáticas, considerando que el más abundante será aquél cuya masa atómica esté más cercana a la masaatómica promedio que se presenta en la tabla periódica.Por ejemplo, si tenemos que del carbono existen tres isótopos, uno con masa 12, otro con masa 13 y otro conmasa 14, y sabemos que en la tabla periódica la masa atómica promedio es 12.0.

Ahora que ya conocemos mejor el misterioso mundo del átomo, podemos preguntarnos:

¿Cómo se llegó hasta este punto donde podemos conocer con detalle la estructura del átomo?

Desde hace muchos años los científicos, con diferentes experimentos, propusieron diversos modelos paraexplicar la estructura atómica.

En este tema se aborda cómo fueron cambiando las propuestas a medida que se investigaba más y más.

No es el objetivo conocer con detalle toda la historia, pero sí saber de dónde se partió para llegar al modelo

atómico actual.

Modelo de Dalton Su modelo se representa como una esfera sólida, indivisible y sin carga.

Modelo de Thomson En el modelo de Thomson, el átomo está formado por una esfera de carga positiva donde están incrustadas lascargas negativas (electrones). La cantidad de cargas positivas es igual a la cantidad de cargas negativas.Modelo de RutherfordSu modelo del átomo se parecía a un sistema solar en miniatura, con los protones en el núcleo y los electrones girando alrededor.

Modelo de Bohr Posteriormente se propuso el modelo atómico de Bohr, para realizar su modelo utilizó el átomo de hidrógeno ylo describió con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo y se propone que los electrones sedistribuyen en niveles diferentes de energía, es decir, los electrones van ocupando la órbita de menor energíaposible, que es la más cercana al núcleo.


13/64

Química I

13



Hasta este punto ya conoces el comportamiento del átomo y su evolución. Sabes qué información se obtiene através de los neutrones y protones que se encuentran en el núcleo; ahora vas a identificar qué información sepuede obtener de los electrones.

¿Qué son los electrones?

Son las partículas cargadas negativamente y, aunque su masa es muy pero muy pequeña, poseen granenergía ya que se encuentran en constante movimiento dentro de un gran espacio en el átomo.

Sin embargo no todos los electrones poseen la misma energía.Los electrones con energía similar están agrupados por niveles de energía.

Los niveles de energía en el átomo equivalen a subir una escalera, para comenzar a subir los peldaños senecesita tanta energía como se está a la mitad o casi por llegar.

La energía se incrementa a media que aumentan los peldaños.

De la misma manera los niveles de energía más cercanos al núcleo contienen los electrones con menor energía.

En el átomo los niveles de energía los designamos con la letra n.Otra comparación es una serie de edificios de departamentos cercanos al centro del pueblo que está en una colina.

Los departamentos son las regiones específicas donde las personas se mueven (como los electrones); aquellosedificios más cercanos al centro son los de menor energía pues no necesitan tanta energía para llegar a losedificios más lejanos cuesta arriba.

Pisos ‐subniveles

Imagina ahora que cada edificio va teniendo diferentes pisos, el primero es de un piso, el segundo tiene dos, eltercero tres y el cuarto cuatro pisos; estos lugares en el átomo se denominan subniveles.

Cuando tiene un subnivel se denomina s.

Cuando tiene dos subniveles son s y p.

Cuando tiene tres s, p y d. Y cuando tiene cuatro s, p d y f.

Estos conceptos se conocen como la teoría cuántica ya que nos permite describir las características de todos loselectrones de un átomo.

La siguiente figura nos ilustra lo que hemos descrito, cada nivel (n) se va dividiendo en subniveles (a medida queaumenta su energía) y éstos a su vez van teniendo más capacidad de albergar electrones.

¿Qué son los orbitales de un átomo?

Es importante aclarar que orbitales no se refiere a “orbitas” definidas, sino a un espacio tridimensional que estáalrededor del núcleo, donde los electrones se encuentran.


14/64

14



Química I

Observamos que a cada electrón de cada átomo podemos definirle un “lugar” específico (nivel, subnivel,orbital), esto lo conocemos como configuración electrónica.

Para construir las configuraciones electrónicas de los elementos existen tres principios o “reglas” que se debenobservar:

Principios fundamentales

Principio de Aufbau. Los electrones ocupan los orbitales siguiendo un orden de menor a mayor energía.

Principio de Exclusión de Pauli. Un orbital solamente puede contener dos electrones.

Regla de Hund. Si los electrones ocupan orbitales de igual energía, un electrón entra en cada orbital hasta que todos losorbitales contienen un electrón con espín paralelo.

¿Qué indican estos principios?

Indican que los electrones van buscando alojarse primeramente en los orbitales de menor energía; es decir, en

aquellos que “no batallan” para llegar al orbital y éstos a su vez sólo pueden contener como máximo dos

electrones los cuales siempre están girando en dirección contraria (espín paralelo).

¿Cómo construir una configuración electrónica?

De acuerdo con lo que se ha revisado hasta este momento y a los principios fundamentales, es importante

comprender que:

1. Los electrones ocupan primero los niveles y subniveles de energía más baja. 2. No pueden ser ocupados niveles superiores de energía si no han sido ocupados los niveles previos. 3. Cada orbital solamente puede contener un máximo de dos electrones. 4. El llenado de los subniveles sigue un orden basado en el nivel energético, no en el número del

subnivel, por lo que, considerando que los subniveles “s” son de menor energía que los “d”, a partirdel 4 nivel el llenado sigue un orden especial, basándose en el nivel energético.

Comprendiendo los principios anteriores, ahora vamos a determina cuántos electrones se van a acomodar paracada elemento.

Para hacerlo, revisa la tabla periódica, ya que ésta muestra el número atómico de cada elemento. Cabemencionar que en un átomo neutro el número de electrones es igual al número de protones o número atómico.

De manera que si se realiza una configuración electrónica del elemento hidrógeno, con número atómico 1,acomodaremos 1 electrón y quedaría como se ve en la imagen.


15/64

Química I

15



El número grande que precede a la letra representa el nivel n= 1.

La letra representa al subnivel: s (recuerda que el s tiene 1 orbital o cuarto).El número de electrones en ese subnivel está representado por un supra índice (número chiquito arriba a la derecha) colocado adelante del subnivel.

¿Por qué quedó como 1s1?

Porque primero se llenan los niveles de menor energía.Imagina de nuevo el ejemplo de los edificios cuesta arriba: los electrones se alojarán en las casas donde ocupenmenos energía, en otras palabras llegarán a donde les cueste menos trabajo llegar: esto es que no podemosllenar los de mayor energía sin que se completen los primeros (Principio de Aufaub)El siguiente elemento, el Helio, que tiene dos electrones, ambos “caben” en el subnivel s, ya que comorecordarás sólo caben dos electrones (Principio de exclusión de Pauli), por lo que su configuración será:

Ahora bien, el Litio tiene 3 electrones, por lo que dos electrones llenan la primera capa, pero el tercero debe

desplazarse a la segunda capa o el segundo nivel (o segundo edificio, siguiendo con nuestro ejemplo deedificios).El segundo nivel tiene dos subniveles (o dos pisos) el s y el p y cómo lo más fácil para el electrón es alojarse en elque necesite menos energía solo usara el s, por lo que la configuración electrónica del litio es:

Y así sucesivamente. Los electrones se van acomodando primero en los niveles de menor energía, que nonecesariamente van en el mismo orden consecutivo (s, p d, f) de niveles, como lo comprenderás más adelantecuando se vea lo referente a regla de la diagonalRecordemos que el primer subnivel que aparece en cada nivel es el “s” y le caben dos electrones. No podemos cambiar al subnivel siguiente sin haber llenado el previo con el número de electrones que puede contener.

¿Cómo se asegurarse de realizar el acomodo de electrones de manera correcta respecto a su nivel de energía?

Para ello se utiliza la regla de la diagonal, la cual se basa en un diagrama como el siguiente

Al realizar la configuración electrónica de un elemento podemos seguir este esquema, siguiendo la dirección delas flechas rojas y al terminar volver siguiendo la dirección de las flecha punteadas.


16/64

Química I

16



Y así sucesivamente hasta llegar al número total de electrones. De manera que la suma de los superíndices es

igual al número atómico.

Para que quede claro vamos a construir la configuración electrónica para los siguientes elementos paso a paso:Fósforo, Calcio, Escandio y Cobalto.

Realicemos la configuración electrónica.

Primer paso: Busca en la tabla periódica el símbolo de cada elemento y el número atómico de cada uno de ellos.

Recuerda que el número atómico nos indica el número de protones y en el átomo eléctricamente neutro #protones = # electrones; por tanto, la cantidad de electrones que vamos a distribuir en la configuraciónelectrónica nos es indicada por el número atómico.

Fósforo es P. Calcio es Ca. Escandio es Sc y Cobalto Co.

Segundo paso: Identifica el número de electrones que tiene el elemento en su estructura para determinarcuántos electrones vas a distribuir en sus niveles:

15P, 20Ca, 21Sc 27Co

Tercer paso: De acuerdo con el diagrama de la diagonal, empieza a realizar la configuración electrónica de cadaelemento, escribiendo lo que vas leyendo al seguir las flechas de izquierda a derecha hasta que los números dearriba (súper índices) nos den la suma del número atómico.

Cuarto paso: A manera de verificación, si sumas los supraíndices te da el resultado del número atómico, en elcaso del fósforo

(P)= 2+2+6+2+3=15. También, toma el último valor hasta donde sea necesario; observa de nuevo al elemento P, para que te diera 15necesitas sólo 3 de los 6 electrones que tienes en el último nivel 3p6, por lo que sólo usa 3 y pon un superíndice3 en lugar del 6= 3p6 3p3 No pierdas de vista que la distribución de electrones se va dando por nivel.


17/64

Química I

17



orbitales.nica, que permitma de orbitales.

ento:

ontal ______ o cnivel y subnivel

Una regla que se puede aplicar para verificar que estas poniendo el arreglo adecuado de electrones se basa en lasiguiente fórmula:

La última configuración electrónica se llama configuración electrónica terminal y es importante porque, comoverás en la siguiente unidad, permite ubicar a los elementos en la tabla periódica.

Así, si tenemos un elemento cuya configuración es , su configuración electrónica terminal será

2p6.

Configuración electrónica mediante el diagrama deExiste otra forma de hacer la configuración electró e además representar la distribución de loselectrones dentro de los orbitales y se llama diagra

Para construir un diagrama de orbitales de un elem

El orbital se representa con una línea horiz omo un cuadro Debajo de esta representación se coloca el que vamos a presentar en diagrama:

O bien,

Los electrones se representan mediante flechas y se colocan sobre la línea horizontal o en el cuadro, pero esimportante para hacerlo resaltar lo siguiente:

Cada orbital puede contener máximo dos electrones (principio de exclusión de Pauli). Como todos los electrones son negativos, para poder ubicarse en el mismo orbital sin repelerse,

giran en sentido contrario uno de otro. Los electrones que giran en sentido de las manecillas del reloj se representan con flechas hacia

arriba (a esto se le llama espín positivo); los que giran en sentido contrario, con flechas haciaabajo (a esto se le llama espín negativo). No es posible colocar en un mismo orbital doselectrones con el mismo espín (Regla de Hund).

El primer electrón que se coloca en cada orbital debe tener espín positivo (flecha haciaarriba).


18/64

18



Química I

El último electrón que se coloca en una configuració¿Te imaginas por qué?, antes de explicarlo veamos e

En los subniveles que tienen más de un orbital: “p”, “d” y “f ”, es necesario colocar primero un electrón conespín positivo en cada orbital, antes de formar pares con el espín opuesto.

Ejemplos:

n por diagrama de orbitales se llama electróndiferencial.l siguiente ejemplo:

Como ves, el Na difiere del Mg por el último electrón y el Mg del Al, también por su último electrón.

Ahora sí podemos responder: se llama electrón diferencial al último electrón que se coloca en la configuraciónelectrónica por diagrama de orbitales porque es el que establece la diferencia entre un elemento del que loprecede en la tabla periódica.Este electrón es muy importante porque de él depende la ubicación de un elemento en la tabla periódica y por

lo tanto de dicha ubicación se determinan sus propiedades químicas.

Electrones de valencia y nivel de valencia

Ya sabes realizar una configuración electrónica, ahora, para terminar de conocer el átomo como fundamento dela materia, revisaremos algunos conceptos importantes que te serán útiles para abordar los siguientes temas.Hablemos de nivel de valencia y electrones de valencia. ¿Qué es eso?Nivel o capa de valencia. Es el mayor nivel principal de energía ocupado por electrones. Electrones de valencia. Son todos los electrones que se encuentran en el nivel de valencia (en el mayor nivelprincipal de energía). Los electrones de valencia son los que se dan, se ganan o se comparten cuando loselementos se combinan.


19/64

19



Química I

A través de ejercicios veamos si queda claro:Si tenemos un elemento cuya configuración electrónica es:

¿Cuál es la capa de valencia?

Es 3, porque en esta configuración el mayor nivel de energía es el 3.

¿Cuántos electrones de valencia tiene?Tiene 1electrón de valencia.

Para el potasio, 19K:

¿Cuál es la capa de valencia?La capa de valencia es 4.¿Cuántos electrones de valencia tiene?

Tiene 1 electrón de valencia.

Para el cloro: 17Cl:

¿Cuál es la capa de valencia?La capa de valencia es 3.¿Cuántos electrones de valencia tiene?Tiene 7 electrones de valencia, porque son todos los electrones del nivel de valencia, si el nivel de valencia es 3,se suman los 2 de "3s” y los 5 de “3p”.

¿Cuál es su capa de valencia? Su capa de valencia es 4.¿Cuántos electrones de valencia tiene? Tiene 2 electrones de valencia.¿Por qué su nivel de valencia es 4, si su configuración electrónica terminal es 3d10? Porque, como recordarás, la configuración electrónica representa la manera en que se fueron acomodando loselectrones, llenando los niveles y subniveles de energía.En tanto que el nivel de valencia está dado por el mayor nivel de energía que ha sido ocupado por electrones.Observa de nuevo la configuración del zinc y fíjate cómo, antes de la configuración electrónica terminal (antesde llenarse el subnivel “d”) se ocupó un mayor nivel de energía:el 4 con 2 electrones.Por lo tanto, Nivel de valencia = 4, electrones de valencia = los 2 de 4s


20/64

20



Química I

Cierre de la unidad 1

Has concluido el estudio de la Unidad 1.Conociendo el átomo.

Sumergirte en el fascinante mundo del átomo y de sus partículas y comportamiento, definitivamente nos

proporciona una comprensión mayor del universo, ya que ahora sabes de qué está formada toda la materia (quese encuentra en nuestra vida diaria) y que a su vez los mismos átomos de los elementos difieren en el númerode electrones que poseen, así como en la energía que contienen.

Estas energías dependen de la distancia a la que se ubican los electrones con respecto al núcleo (niveles deenergía).

Esto te permite comprender que cada parte del átomo tiene una energía definida y eso le confiere propiedadesy características específicas a los elementos, que les permiten combinarse y formar las estructuras queconocemos en nuestro universo.

¿Coincides conmigo en su importancia?

¡Continúa con el contenido de la siguiente unidad!

Unidad 2. Conociendo los elementos: la tabla periódica

Comprender la naturaleza del universo material, constituido por la combinación de más de 100 elementos, seríamuy difícil si no existiera un orden y tendencias que permita su comprensión.

A medida que se fueron descubriendo más y más elementos, surgió la necesidad de organizarlos con algún tipode clasificación.

Después de muchos intentos y muchos años, surgió la tabla periódica de elementos, que contiene unaclasificación muy útil para comprender las propiedades de cada elemento.

En esta unidad conoceremos a fondo toda la información que contiene la tabla de elementos.

Lo importante de la tabla periódica no es aprenderse de memoria la ubicación de los elementos, sino aprender autilizarla.

Es muy importante que imprimas la tabla que se te presentó en la unidad anterior porque la estarás utilizandoen esta segunda unidad.


21/64

21



Química I

Competencias


Utilizarla la información que contiene la tabla periódica para identificar las propiedades de loselementos; con esto se sientan las bases para nombrar los diferentes compuestos y predecir reacciones.

Localizar en la tabla periódica elementos con propiedades químicas similares. Clasificar los elementos que se encuentran en la naturaleza de acuerdo a sus características.


ema 1. Grupos y períodos ema 2. Tipos de elementos ema 3. Relación con la configuración electrónica ema 4. Propiedades periódicas

Observa la tabla periódica. Puedes apreciar que tiene mucha información y tiene muchos tipos de clasificación.

Empezaremos explicando que son los grupos y períodos.


22/64

22



Química I

En la parte superior de cada grupo se aprecia un número que se le asigna a cada uno. Hay varios grupos que seclasifican entre sí. Estos grupos se dividen en cuatro grandes familias:

Elementos representativos ogrupo A, (son metales y nometales en los que lossubniveles s y p están llenos).

Elementos de transición,grupo B (son metales en losque el subnivel d estáparcialmente lleno).

Elementos de transicióninterna (son metales en losque el subnivel f no seencuentra lleno).

Gases Nobles (son no metalesal final de cada período.Excepto en el caso del He,todos tienen los subnivelesexteriores s y p llenos).

Los grupos, como ya mencionamos, tienen características y propiedades similares. Son como familias. Debido aesto, algunas reciben nombres específicos:

IA = metales alcalinosII A = metales alcalinotérreosVI A = calcógenosVII A = halógenos VIII A = gases nobles


23/64

23



Química I

Aquellos elementos que pertenecen a familias a las que no se han asignado nombres específicos, podemosllamarlos por el nombre del elemento que encabeza el grupo, es decir, podemos decir la familia del boro, lafamilia del carbono, la familia del zinc:

Los periodos son 7 y corresponden a cada uno de los niveles principales de energía n (recuerda que n representael nivel de energía donde se encuentran los electrones).

De manera que al identificar en dónde está ubicado un elemento, podemos determinar su nivel o capa devalencia, que como recordarás es el mayor nivel de energía ocupado por electrones.

Los elementos que se encuentran en un mismo período varían sus propiedades gradualmente debido a que alaumentar su número atómico van también adquiriendo un electrón que termina en diferente subnivel.

En conclusión:

Los grupos me indican la familia a la que pertenece y por tanto sus características.

El período me indica el nivel de energía máximo que poseen los átomos del elemento.


24/64

24



Química I

Grupos

Períodos

A temperatura ambiente, existen varios elementos en los tres estados físicos de la materia.

Sin embargo, las referencias a la tabla periódica indican que existe cierto orden en la distribución de elementos.

Por ejemplo, los 11 elementos gaseosos se encuentran en el extremo superior derecho de la tabla periódica.

Aquí podemos apreciar otras clasificaciones periódicas importantes:


25/64

25



Química I

Metales (zona azul)

No metales (zona amarilla).

Observando la figura encontramos una línea en zig‐zag que separa metales de no metales, estos se denominanmetaloides (zona verde).

Los elementos que se encuentran a la izquierda de la línea diagonal son metales, los que están pegados a uno yotro lado de esta línea son metaloides (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po y At) y los que están a la derecha son no metales.

En términos generales podemos decir que las características de cada uno de estos elementos son las siguientes:

Metales No metales Metaloides

Son brillantes y dúctiles.Son buenos conductores de calor

Son opacos, frágiles ymalos conductores.

Son mejores conductoresque los no metales, pero no

y electricidad.

Son sólidos a temperaturaambiente.

Son buenos aislantes.

Son sólidos, líquidos ogaseosos a temperatura

como los metales.

Se usan comosemiconductores y aislantes.

Tienen elevados puntos de fusión ambiente. Poseen propiedades de

y densidad elevada. Reaccionan fuertemente con el

Tienen bajos puntos deebullición.

metales y de no metales, algunos elementos como el

oxígeno, con el agua y con los silicio, germanio y arsénico, ácidos formando óxidos, son semiconductores. hidróxidos y sales, respectivamente.

Hasta este momento hemos estado conociendo la información que podemos obtener de la tabla periódica, sin

embargo:

¿Qué relación guarda esto con todo lo que aprendimos sobre configuración electrónica de los elementos?

Ahora lo relacionaremos.

El período y el nivel de valencia

El período representa el nivel de energía y, como lo vimos en la unidad anterior, eso lo podemos denominar

nivel o capa de valencia.

En los elementos representativos (grupo A de tu tabla impresa), el nivel de valencia coincide con el de laconfiguración electrónica terminal: 4s2 está ubicado en el 4º periodo y su nivel de valencia es 4.


26/64

26



Química I

Por ejemplo, el Calcio:

1. Buscamos el elemento en la Tabla periódica, su símbolo es Ca.Tiene un número atómico 20; es decir Z = 20 Se encuentra en el período 4; es decir n = 4

Haciendo su configuración electrónica como ya lo hemos aprendido para verificar:

Termina en 4, es decir, su nivel de valencia es 4 (lo cual está indicado por su período.)

En los de transición (grupo B), por el contrario, el nivel de valencia no coincide con la configuración electrónicaterminal, pero aun así podemos determinarlo ubicando en qué nivel de la tabla periódica está colocado.

Observa el ejemplo del Escandio (Sc) en tu tabla impresa, identifica que es un elemento de transición.

Lo que sucede en estos elementos es que antes de ocupar el subnivel “d” llenaron el subnivel “s” en un nivel

principal mayor de energía.

Recuerda que, como vimos en la configuración electrónica, los subniveles “s” de un nivel mayor se ocupan antesde los subniveles “d” del nivel menor previo.

La configuración electrónica terminal

Hemos mencionado que los elementos están acomodados en la tabla periódica de acuerdo con su númeroatómico.

Pero como recordarás, en un elemento neutro el número de protones (número atómico) es igual al número deelectrones, de manera que la configuración electrónica terminal de un elemento establece su lugar en la tabla.

Esto es porque a medida que se tiene 1 protón más, también hay 1 electrón más.

Es decir, un elemento dado se distingue del siguiente y del anterior por 1 electrón: el último electrón que esllamado electrón diferencial.


27/64

27



Química I

Los grandes grupos y el subnivel donde se encuentra el electrón diferencial

Ahora, observemos una tabla y veremos cómo se forman con las configuraciones terminales los grandes grupos:

Los elementos representativos tienen su electrón diferencial en “s” o en “p”.

Los elementos de transición tienen su electrón diferencial en el subnivel “d”; Los elementos de transición interna lo tienen en “f ”.

Como puedes observar todos los elementos de una misma familia (columna) tienen su electrón diferencial en elmismo subnivel, ya sea: s1, s2; p1 a p6; d1 a d10 y f 1 a f 14 .

Este aspecto es muy importante, ya que al localizar un elemento en la tabla, podemos determinar suconfiguración electrónica sin necesidad de realizar toda la configuración, como hemos aprendido anteriormente.

Por ejemplo, si queremos saber la configuración electrónica terminal del Bromo (z = 35), podemos hacerlasiguiendo la regla de la diagonal:

1s2, 2s2,2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5.

O podemos determinar, de acuerdo con su ubicación en la tabla, que se encuentra en el bloque “p”, contamoslas columnas y es p5, contamos los niveles y tenemos el 4º. Es decir, su configuración electrónica terminal es 4p5.


28/64

28



Química I

Número de grupo y cantidad de electrones de valencia en los elementos representativos

Ahora que ya sabes cuáles son los elementos representativos, los de transición y los de transición interna,exploremos otra característica de la tabla periódica.

En los elementos representativos (grupo A), podemos conocer el número de electrones de valencia de cadaelemento a través de su ubicación, ya que el número romano que se encuentra colocado sobre el grupo ofamilia indica el número de electrones de valencia.

Las propiedades de los elementos dependen de su electrón diferencial y por lo tanto de su ubicación en la tablaperiódica, ahora veremos el por qué:

Los electrones de valencia son los que se dan, se reciben o se comparten cuando los elementos se combinanpara formar compuestos. Al hacerlo, buscan completar su nivel de valencia. El nivel de valencia siempre estádado por los subniveles “s” y “p” (excepto en el nivel 1, que solamente puede contener 2 electrones en elsubnivel “s”).

Ahora, recordemos que en “s” caben 2 electrones y en “p” 6, de manera que el nivel se completa con 8electrones de valencia. Cuando un elemento alcanza los 8 electrones en su nivel de valencia es más estable.

Los gases nobles tienen 8 electrones en su nivel de valencia y por lo tanto no se combinan, ya son estables. Ytodos los elementos quieren “lograr su estabilidad”

Algunos elementos al combinarse donan electrones, otros los reciben y otros los comparten.

¿Cómo va a actuar cada elemento?, ¿va a donar, a recibir o a compartir?

Dependerá de varios factores, en este momento analizaremos uno que está directamente relacionado con el

número de electrones de valencia.

Los elementos de los grupos IA, tienen un electrón de valencia. Para completar el octeto (8 electrones en el nivelde valencia) necesitaría recibir 7 electrones, o donar 1.

¿Qué crees que sea más viable?

El sodio, elemento del grupo IA. Tiene 1 electrón de valencia y su configuración es:

Tiene que unirse a otro elemento para completar el octeto; pero el otro tendría que cederle 7, lo cual no es fácil.


29/64

29



Química I

Es más fácil que el sodio done su electrón, con lo cual su configuración electrónica quedaría así:

Como ves, ha completado el octeto donando un electrón. Ahora se ha convertido en un catión (Átomo queadquiere carga positiva debido a que pierde electrones.)

Lo mismo sucede con el magnesio del grupo IIA, (con dos electrones de valencia) Al donar sus dos electrones devalencia completará el octeto.

¿Quiénes donan y quiénes reciben electrones?

Los elementos que poseen de 1 a 3 electrones de valencia, tienden a donar electrones para completar 8 en sunivel de valencia.

Los metales son elementos que tienden a donar electrones.

Por otro lado, los elementos que tienen 5, 6, ó 7 electrones de valencia, tienden a recibir electrones.

Los No metales tienden a recibir electrones.

Antes de terminar este tema y de abordar las propiedades periódicas vale la pena recapitular acerca de la

información que podemos encontrar en la tabla periódica:

El número atómico del elemento (contando de izquierda a derecha, de arriba abajo). La configuración electrónica terminal.

El nivel de valencia. Los electrones de valencia en los elementos representativos.

El tipo de elementos: metal, no metal o metaloide.


30/64

30



Química I

Algunas propiedades de los elementos muestran tendencias que nos permiten predecir ciertoscomportamientos.

Como recordarás esto tiene que ver con los electrones de valencia:

Los elementos que constituyen un mismo grupo poseen propiedades similares porque tienen el mismonúmero de electrones de valencia y los elementos de un mismo período varían sus propiedadesgradualmente, a medida que van adquiriendo un electrón más.

Enseguida analizaremos algunas de las propiedades denominadas periódicas porque presentan ciertastendencias que pueden predecirse mediante la tabla y veremos cómo varían en un mismo grupo o en un mismoperiodo.

¿Qué es el radio atómico?

Es la distancia aproximada que existe entre el núcleo y el nivel de valencia, se expresa en angstroms (=100picómetros (Å)), nanómetros o picómetros.

Los factores que influyen en el tamaño del radio atómico son:

En un periodo, la carga nuclear.

A mayor carga, menor radio.

En un grupo, las nubes electrónicas o niveles de energía ocupados.A mayor cantidad de niveles de energía ocupados, mayor radio.

1, Tendencia del radio atómico en los elementos de un mismo período:

Observa tu tabla periódica y verás que en un mismo período tenemos el litio y el flúor, lo cual significa queambos tienen sus electrones de valencia en el mismo nivel: el 2.

Sin embargo, tienen diferente radio porque:

El litio tiene una carga nuclear de 3 protones (cargas positivas), para atraer hacia sí a los electrones del 2º nivelde valencia

El flúor tiene una carga nuclear positiva mayor (de 9 protones), que le permite atraer con más intensidad a los

electrones del 2º nivel de valencia hacia el núcleo, por lo tanto su radio atómico será menor que del litio.


31/64

31



Química I

2. Tendencia del radio atómico en los elementos de un mismo grupo.

Observa tu tabla y verás que en un mismo grupo todos los elementos tienen el mismo número de electrones devalencia.

Ejemplo: el berilio y el radio, dos elementos del grupo IIA, poseen 2 electrones de valencia cada uno. Sin

embargo tienen diferente radio.

Recuerda que los orbitales se refieren a un “espacio” tridimensional donde se encuentran en movimiento yalgunas veces se interpreta como una “nube electrónica”; pues la cantidad de nubes electrónicas que seinterponen entre la carga nuclear y el nivel de valencia es mayor en el radio, de manera queindependientemente de la carga nuclear (número atómico) esta nube va a limitar la atracción que el núcleopositivo puede ejercer sobre los electrones de valencia, con lo cual su radio será, mayor.

Así, el radio aumenta en un mismo grupo hacia abajo y en un mismo período hacia la izquierda (hacia el grupoIA, hacia los metales).

¿Qué es el radio iónico?

Como recordarás, un ion es una partícula con carga, que ha ganado o perdido electrones de valencia.

Cuando un elemento pierde electrones, su radio disminuye.

El radio de los iones metálicos, que son aquellos que han cedido electrones, es menor que el correspondiente asu átomo neutro.

Por el contrario, el radio de los iones no metálicos, que son aquellos que han ganado electrones, es mayor que elcorrespondiente a su átomo neutro.

Ra

Carácter metálico es la capacidad que tiene un elemento de donar o recibir electrones varía con relación alperíodo y al grupo.

En un mismo periodo, los elementos de los grupos I, II y III A, que tienen 1, 2 y 3 electrones de valenciarespectivamente, tienden a donarlos para completar el octeto en el nivel de energía previo.

En un mismo grupo, una mayor cantidad de nubes electrónicas que se interponga entre el núcleo y loselectrones de valencia hará que los elementos ejerzan menos atracción sobre éstos y los liberen conmayor facilidad.


32/64

32



Química I

Así, el carácter metálico en la tabla periódica aumenta hacia la izquierda: elementos con unmenor número de electrones de valencia y hacia abajo: elementos con mayor cantidad deniveles ocupados.

Repasemos los que hemos visto anteriormente:

Energía de ionización Por definición es la cantidad de energía que se necesita para remover los electrones de valencia del elemento. Es decir, se refiere a la cantidad de energía que hay que aplicarle a un elemento para que éste suelte unelectrón.

Como podrás suponer, a medida que el elemento tiende a recibir, más que a donar electrones, como en el casode los no metales, será mayor la energía que habría que aplicar para que “suelte” un electrón.Por el contrario, a los metales es fácil quitarles electrones, de hecho tienden a donarlos, por lo tanto la energíaque se necesita para quitarles el electrón es poca.Por lo anterior, la energía de ionización será mayor en los no metales que en los metales, es decir que en unmismo grupo aumentará hacia arriba y en un mismo período hacia la derecha.

Electronegatividad Es la tendencia que tienen los elementos de atraer hacía sí a los electrones del enlace.Los elementos que tienen mayor tendencia a recibir electrones serán también los más electronegativos, porqueatraerán con mayor fuerza hacia su lado a los electrones del enlace.En la tabla periódica la electronegatividad en un mismo periodo aumenta hacia la derecha, hacia los no metalesy en un mismo grupo hacia arriba.La electronegatividad cobra realmente importancia cuando determinamos su diferencia entre los elementos quese combinan para formar un compuesto ya que la magnitud de esta diferencia, como veremos en la próximaunidad, determinará el tipo de enlace entre los elementos del compuesto.

Cierre de unidad 2

Has concluido el estudio de la Unidad 2.Conociendo los elementos: la tabla periódica

Ahora conoces la importancia de la tabla periódica y toda la información que nos proporciona.Recuerda las propiedades periódicas de los elementos de acuerdo con su posición en la tabla:

Radio atómico: Distancia entre el núcleo y el nivel de valencia; aumenta hacia la izquierda y abajo en la tabla.

Radio iónico: Distancia entre el núcleo y el nivel de valencia en un ion. El radio aumenta cuando el elementogana electrones y disminuye cuando los pierde.

Energía de ionización: Energía que hay que administrar a un elemento para remover un electrón. Aumenta haciala derecha y hacia arriba en la tabla.

Electronegatividad: Capacidad de atraer hacia sí a los electrones de un enlace



33/64

33



Química I

Unidad 3. Enlaces: las relaciones entre elementos

Introducción

Con los conocimientos adquiridos en las dos unidades anteriores, has tomado conciencia de que para

comprender los fenómenos que ocurren en tu entorno se necesita conocer las relaciones que existen entre losdistintos elementos químicos.

Los elementos reaccionan dependiendo de su configuración electrónica para formar diferentes tipos decompuestos, pero:¿Qué los hace que permanezcan así?¿Cómo es que pierden sus propiedades individuales para dar paso a otras características únicas combinándose con otros elementos?

Los elementos se transforman en otros compuestos por la manera en que se enlazan.

Los enlaces son fuerzas que mantienen unidos a los átomos.

En esta unidad:

Verás cómo algunas de las propiedades de los elementos que hemos revisado en la tabla periódica sonfundamentales para saber qué tipo de enlace está participando en la unión de ciertos átomos.

Revisarás las propiedades que adquieren los compuestos de acuerdo con el tipo de enlace formado y veráscómo éste determina las propiedades físicas y químicas de las sustancias.

Sabrás, de acuerdo con el tipo de enlace, si las sustancias son solubles unas con otras, si en solución conducen ono electricidad y cuáles tardan más en fundirse.


34/64

34



Química I

Competencias


Describir las características de los elementos.

Representar los conceptos de la teoría atómica. Utilizar las propiedades de los elementos para predecir el tipo de enlace que se puede producir en los

compuestos.

Representar el arreglo electrónico de los enlaces.

Identifica la combinación de los elementos, con el fin de predecir y proponer la formación decompuestos.


ema 1. Regla del octeto y electrones de valencia ema 2. Definición de enlace químico y estructura de Lewis

ema 3. Tipos de enlace y propiedades

¿Qué es la regla del octeto?

Recuerda que los átomos de los elementos se unen buscando completar 8 electrones en su nivel de valencia, aesto se le denomina la regla del octeto.

El hidrógeno es una excepción, como sólo puede contener 2 electrones en su nivel de valencia, obedece aotra regla: la de los dos (pareciéndose al helio).

Al llenar su nivel de valencia con 8 (o con 2 electrones en el caso de las excepciones como el hidrógeno), loselementos adquieren una configuración electrónica semejante a la del gas noble más cercano (en la tablaperiódica) y son más estables.

Nota: recuerda que todos los elementos buscan parecerse a los gases nobles.Gracias a la configuración electrónica sabemos cuántos electrones se encuentran en cada nivel, por lo que el

arreglo de los electrones de valencia de los gases nobles es como sigue:

Elemento n=1 n=2 n=3 n=4 Electrones de valencia:

Helio (He): 2 2 Neón (Ne): 2 8 8 Argón (Ar): 2 8 8 8 Criptón (Kr): 2 8 18 8 8

Para completar la regla del octeto, o en el caso del hidrógeno, la regla de los dos:


35/64

Química I

35



Los elementos ganan, pierden o comparten los electrones de valencia. Al hacerlo, se combinan o enlazan conotro elemento y forman compuestos.

Los metales son los que tienden a donar electrones.

Los no metales tienden a recibir electrones (aunque estos últimos, dependiendo de las propiedades delelemento con el cual se combinen, también podrán compartirlos).

El carácter de un enlace químico lo define la relación entre sus electrones de valencia, es la fuerza que hace queesta relación se constituya, le proporciona carácter y propiedades específicas al compuesto que se forma.

¿Cómo se da la formación de un compuesto?

Ya sabes definir el arreglo de los electrones en cada elemento vemos dos ejemplos:

El sodio, elemento del grupo IA. Tiene 1 electrón de valencia y su configuración es:

El cloro, con número atómico 17, tiene la siguiente configuración electrónica:

Si recibe un electrón completará el octeto y su configuración será la siguiente:


36/64

36



Química I

Ahora veamos que si se encuentran ambos elementos, el sodio y el cloro se presentará entre ellos lacombinación completa del sodio con el cloro:

Como puedes observar ¡Se ha formado un compuesto y ambos elementos han completadoel octeto!, se formó el cloruro de sodio, cuyo nombre común es sal ni más ni menos que lasal de mesa, sí, esa que se pone en saleros y que usamos para condimentar la comida.

Representar los enlaces de esta forma puede ser confuso y laborioso, por ello existe una forma de representarel arreglo de los electrones de valencia de los elementos y la forma de sus enlaces.

Este arreglo se denomina: Estructura de Lewis.

Objetivo de la Estructura de Lewis:

El objetivo de la Estructura de Lewis es lograr, por medio de representaciones, una imagen visual sencilla quefacilite la comprensión de los enlaces entre los elementos.

El diagrama de Lewis consiste en presentar el símbolo del elemento rodeado por puntos.

Los puntos representan a los electrones de valencia.

El símbolo del elemento representa el núcleo y el resto de los electrones.

Veamos un ejemplo, para ello, toma una tabla periódica y localiza el litio, el magnesio, el aluminio y el carbono.

Como verás están ubicados en los grupos IA, IIA, II IA y IVA, respectivamente.

Recuerda que el número romano en los elementos representativos (grupo A) indica el número de electrones de valencia; por lo tanto, los electrones de valencia de cada uno de ellos serán:

1 para el litio.

2 para el magnesio. 3 para el aluminio.

4 para el carbono.


37/64

37



Química I

Ahora, observa cómo se representan mediante puntos alrededor del símbolo del elemento:

Esta Estructura de Lewis, también es muy útil si queremos dibujar a los elementos de un compuesto yesquematizar su unión.

Observa el mismo ejemplo del sodio y el cloro pero ahora en la Estructura de Lewis.

El sodio es un metal que tiene tendencia a perder electrones, al hacerlo, completa su octeto, recuerda suconfiguración electrónica.

El cloro es un no metal que tiene tendencia a recibir electrones, al hacerlo completa su octeto, recuerda suconfiguración.

Veamos otro ejemplo: Cl2 el cloro es una molécula diatómica, esto significa que en estado libre no existecomo Cl, sino, unida a otro Cl formando el Cl2.

El cloro que está ubicado en el grupo VIIA, tiene 7 electrones de valencia. Necesita 1 para completar elocteto.

El problema es que cada cloro necesita 1.

¿Alguno de los cloros lo va a ceder? ¡No!, van a compartir electrones.

Observa el diagrama de Lewis donde se comparten los electrones.

En el ejemplo anterior los dos elementos completaron el octeto a través de compartir un par de electrones.

Para conformar dicho par, cada elemento proporcionó un electrón.

Como has podido darte cuenta, los elementos al enlazarse a veces intercambian electrones y a veces loscomparten.


38/64

38



Química I

¡Por ello existen diferentes tipos de enlace!

Estructura de Lewis para cualquier elemento y compuesto binario

A continuación revisa algunos aspectos respecto a la Estructura de Lewis para compuestos binarios (formadospor 2 elementos) y ternarios (formados por 3 elementos):

1. Los puntos que representan a los electrones se colocan en pares alrededor del símbolo del elemento, ya quesimbolizan la presencia del par de electrones en cada orbital: Fósforo (P).

Los electrones se comparten uno a uno, aunque a veces se forme más de un par de electrones compartidos.

El hidrógeno nunca se coloca al centro, siempre debe estar a la orilla.

El elemento central debe unirse a cada lado con otro elemento y el hidrógeno con un electrón sólo puede unirsea un elemento para completar sus dos.

Los hidrógenos se unen preferentemente al oxígeno.


39/64

39



Química I

A excepción de las moléculas diatómicas y del carbono, un elemento no se puede presentar unido a sí mismo.

Después de hacer la Estructura de Lewis, cada par de electrones compartidos se representa mediante una línea

horizontal que une a los elemento participantes del enlace.

A continuación te presentamos algunos ejemplos de cómo se representan los compuestos en la Estructura deLewis. Ejemplo del Cloro que tiene 4 enlaces sencillos. CCl4

Ejemplo del Amoníaco que tiene 3 enlaces sencillos. NH3


40/64

40



Química I

Ejemplo del Dioxígeno O2

Ejemplo del Oxido de carbono CO2

Ejemplo del niotrógeno N2

¿De qué depende que un elemento químico ceda, gane o comparta electrones?

El hecho de que un elemento ceda, gane o comparta electrones depende de las características propias de loselementos que se van a combinar y específicamente de la diferencia en la electronegatividad entre ellos.

Como sabes, la electronegatividad es la capacidad que tiene un elemento de atraer hacia sí mismo los electronesdel enlace.

Para determinar si el electrón será compartido o transferido de un átomo a otro, es necesario conocer la

electronegatividad de los elementos que se combinarán.

Este dato lo vas a encontrar en cualquier libro de química, aunque algunas tablas periódicas también lo incluyen.

Enseguida te presentamos una tabla con la electronegatividad de los elementos

Tomado de: Burns, R.(2003) Fundamentos de Química (Escalona y García, H.J., Trad) México: Editorial PrenticeHall.


41/64

41



Química I

Una vez que se cuenta con el dato de la negatividad de cada elemento hay que determinar la diferencia deelectronegatividades entre ellos. Para hacer esto se deben restar ambos valores colocando siempre el valormayor arriba y el valor menor abajo, para evitar que el resultado sea negativo.

¿Cómo se llama el enlace que se forma por transferencia de electrones de un átomo a otro?

Al enlace que se forma por transferencia de electrones de un átomo a otro se le llama enlace iónico.

¿Cómo se llama la partícula más pequeña formada por un enlace iónico?

La partícula más pequeña formada por un enlace iónico se llama fórmula unitaria.

¿A qué hace referencia el nombre de una molécula?

El nombre de molécula hace referencia a compuestos con enlace covalente.

Por lo general la reacción entre metales muy reactivos y no metales se logra mediante enlaces iónicos.

En el enlace iónico los elementos se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas, ya que el elemento quepierde electrones se convierte en un catión (ion positivo) y el que gana, en un anión (ion negativo).

Las fuerzas de atracciones entre los iones son muy intensas.

Ahora, observa el mismo compuesto, pero a través del diagrama de Lewis.

Como verás, cuando se representa un compuesto con enlace iónico, solamente se colocan los electrones de

valencia del elemento que recibe y no del que dona.

Cuando la diferencia en electronegatividades entre los elementos del enlace es menor a 1.7, los electrones delenlace se comparten, ya que la diferencia no es suficiente para que el elemento más electronegativo le quite loselectrones al otro.

¿Cómo se llama el enlace en el que los electrones del enlace se comparten?

El enlace en el que los electrones del enlace se comparten se llama enlace covalente.

¿Cómo se llama la partícula más pequeña formada por enlaces covalentes?

La partícula más pequeña formada por enlaces covalentes se llama molécula.

¿Entre que elementos se dan los enlaces covalentes?

El enlace covalente generalmente se presenta entre elementos no metálicos que se encuentran relativamentecerca uno de otro en la tabla periódica.


42/64

42



Química I

Existen diferentes formas de compartir, una molécula que es pareja o equitativa y otra molécula desigual, en laque un elemento se lleva más moléculas que el otro.

En los enlaces, cuando la diferencia en electronegatividades es mayor de 0.4, pero menor de 1.7, los elementosdel enlace no van a compartir de forma equitativa, sino desigual y uno de los elementos, el más electronegativoatraerá con mayor fuerza a los electrones compartidos.

¿Cómo se llama el enlace donde los electrones comparten de manera desigual?

El enlace en el cual los electrones se comparten de manera desigual se llama covalente polar, porque en lamolécula se forman polos.

Un polo es positivo y está dado por el elemento menos electronegativo, el otro polo es negativo y está formadopor el elemento más electronegativo, debido a que este último jala hacia su lado a los electrones del enlace (quecomo recordarás son negativos), pero sin lograr quitárselos al otro.

La otra forma de compartir es cuando la diferencia en electronegatividades entre los elementos del enlace es

menor de 0.4, en este caso los electrones son compartidos de manera equitativa, ya que la fuerza del elementomás electronegativo no es suficiente para jalar a los electrones del enlace hacia un lado específico.

El enlace en el cual los electrones se comparten de manera equitativa se llama covalente no polar.

Todas las moléculas diatómicas: F2, Cl2, Br2, I2, H2, O2 (como recordarás, son las que en la naturaleza existencomo moléculas y no como átomos simples) forman enlaces covalentes no polares, ya que la diferencia en electronegatividades es menor de 0.4.

Antes de analizar los puentes de hidrógeno y el enlace metálico, observa estos ejemplos que representanmediante el diagrama de Lewis los compuestos que hemos revisado, considerando el tipo de enlace de acuerdo

con las diferencias en electronegatividad.

Tipos de enlace: metálico y puentes de hidrógeno

Ahora revisaremos dos tipos de enlaces diferentes, uno de ellos se da entre los átomos de los elementosmetálicos y el otro entre moléculas.

Son diferentes a los que hemos revisado anteriormente ya que su función es mantener unidos a los átomos (enel caso del metálico) o a las moléculas (en el caso de los puentes de hidrógeno).

Enlace metálico: se da entre elementos metálicos.

Para comprender mejor este tipo de enlace, recuerda que los metales tienden a donar electrones para buscarcompletar el octeto y que además, los metales no reciben electrones, por lo que, al tratar de liberarse de suselectrones, éstos se mantienen en constante movimiento entre los átomos de una manera deslocalizada (quelos electrones no se encuentran en un lugar fijo), formando lo que se conoce como un mar de electrones.


43/64

43



Química I

Este movimiento constante de electrones entre los átomos de los metales los mantiene fuertemente unidos yles proporciona las características específicas que podemos observar, como: brillo, ductilidad, maleabilidad yque sean buenos conductores de electricidad.

Enlace por puentes de hidrógeno

El enlace por puentes de hidrógeno es el nombre que reciben las fuerzas de atracción entre los átomos dehidrógeno de una molécula polar (con enlaces covalentes polares) y los átomos electronegativos de otramolécula polar.

Para que este tipo de enlaces entre moléculas se dé, es necesario que además de hidrógeno el compuesto tengaun elemento muy electronegativo, como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor.

El enlace por puentes de hidrógeno es el responsable de los elevados puntos de ebullición del agua y también deque el agua en estado sólido sea menos densa que el agua en estado líquido. Es por ello que el hielo (aguasólida) flota en el agua líquida.

El tipo de enlace confiere características específicas a los compuestos.

Así, los compuestos con enlace iónico, debido a las importantes fuerzas de atracción que se dan entre los ionesformados por la transferencia de electrones, forman cristales:

Son sólidos a temperatura ambiente.

Tienen puntos de fusión elevados.

Son buenos conductores de calor y electricidad. Son solubles en compuestos polares (agua) y cuando están disueltos en agua sus iones se separan (se

disocian) y se desplazan libremente, lo cual permite que la solución así formada conduzca electricidad(a las sustancias que en solución se comportan de esta manera se les llama electrolitos).

Enlace iónico Enlace covalente

Se forma por la unión de dosiones: uno positivo y otronegativo.

Al enlazarse, se neutraliza sucarga.

Los compuestos iónicostienen altos puntos de fusióny ebullición.

Son sólidos a temperaturaambiente.

En caso de no involucrar unmetal los átomos presentesno proporcionan suselectrones fácilmente.

Los compuestos molecularescon enlaces covalentes tiendena ser gases, sólidos o líquidos.

Tienen un bajo punto deebullición.

Ejemplo: Sal Ejemplo: Ácido Clorhídrico


44/64

44



Química I

Cierre de la unidad 3

Has concluido el estudio de la Unidad 3. Enlaces: las relaciones entre elementos.

Ahora sabes que utilizas muchos compuestos iónicos cada día.

Cocinamos con uno muy común NaCl (Sal de mesa) o se elaboran pasteles con NaHCO3 (bicarbonato de sodio).

Sabes ahora que su estructura les proporciona características únicas y que se da gracias a la manera en que seenlazan los compuestos.


Unidad 4. Nomenclatura de compuestos Introducción

Has llegado a esta unidad acumulando conocimientos importantes acerca del mundo en que vivimos y de todolos que nos rodea.

Ahora sabes que los elementos se enlazan y forman compuestos; estas relaciones se dan gracias a laspropiedades de los mismos elementos y sus partículas.

Se han descrito millones de compuestos químicos y los científicos trabajan día a día en la síntesis de otros más.Entre tantos compuestos:

¿Te imaginas cómo podrías saber cuál es la utilidad de cada uno de ellos, o cuáles son dañinos o venenosos?

Afortunadamente, los estudiosos de la química han desarrollado nombres que nos orientan sobre delcomportamiento de cada compuesto.

Así, cada compuesto tiene un nombre, una fórmula y un comportamiento determinado.

Para aprender a nombrarlos existen ciertas reglas, las cuales, afortunadamente no son tan numerosas como lacantidad de compuestos existentes.

En esta unidad aprenderás, las reglas para nombrar los compuestos y a expresar su fórmula a partir de sunombre.

¿Estás listo? …¡Comenzamos!

Competencias


Nombrar los compuestos químicos, a partir de su fórmula, de acuerdo con las reglas IUPAC, paracomunicarte efectivamente en un lenguaje universal.


45/64

45



Química I

Escribir la fórmula de compuestos químicos a partir de su nombre.


ema 1. Números de oxidación ema 2. Tipos de compuestos ema 3. Nomenclatura IUPAC de compuestos

Empezaremos este tema justificando la necesidad de tener una convención universal para nombrar loscompuestos, esto es la nomenclatura.

¿Qué se entiende por nomenclatura?

Nomenclatura, es un sistema de reglas establecidas de común acuerdo entre un grupo de personas paraidentificar algo.

El objetivo de una nomenclatura es manejar un lenguaje universal que cualquier persona pueda interpretar.

IUPAC es el organismo encargado de elaborar la nomenclatura de los elementos químicos a nivel mundial.

Hay varios tipos de Nomenclatura:

Sistemática:

La nomenclatura sistemática utiliza:

Sufijos (‐oso,‐ ico, ‐uro, ‐hídrico, ‐ito, ‐ato). Prefijos (hipo‐, per‐).

Para nombrar compuestos con diferentes valencias.Stock:

La nomenclatura Stock utiliza:

Números romanos

Para identificar la valencia o carga iónica del catión.

Estequiométrica:

La nomenclatura estequimétrica utiliza prefijos de cantidades:

Mono‐, di‐, tri‐, tetra‐, etc.

Para nombrar compuestos.


46/64

46



Química I

¿Qué nomenclatura utiliza la IUPAC?

Los sistemas que utiliza la IUPAC son:

El de stock y la forma estequiométrica.

Con estas nomenclatura vamos a trabajar durante el curso.

Para conocer las reglas de los compuestos iniciemos con el concepto de números de oxidación de los elementos.

¿Qué significa este concepto de números de oxidación?

Partamos del concepto de los electrones de valencia y de la estructura de Lewis que ya conociste en la unidadanterior.

Recuerda que la estructura de Lewis describe la capacidad de combinación de un elemento en un compuesto, yaque expresa la cantidad de electrones que gana, pierde o comparte para lograr su estabilidad y parecerse a los

gases nobles (regla del octeto).

Recuerda que el hecho de perder o ganar electrones hace que el elemento se convierta en un ion y la cantidadde electrones (perdidos o ganados) determina la carga positiva o negativa de dicho ion.

Repasando:

Na Na+ Significa que perdió 1 electrón.Cl Cl‐ Significa que ganó 1 electrón.Mg Mg+2 Significa que perdió 2 electrones.O O‐2 Significa que ganó 2 electrones.

A esa carga del ion la conocemos como número de oxidación y va relacionada con los electrones de valencia; porlo que podemos decir que:

Número de oxidación (o valencia) es un número entero positivo o negativo que describe la capacidad decombinación de un elemento en un compuesto.

Lo anterior nos remite a la tabla periódica de elementos, pues recordarás que el grupo en el que se encuentraun elemento dentro de la tabla, determina el número de electrones de valencia que contiene, por lo que losnúmeros de oxidación también se pueden determinar por la posición en la tabla periódica.

El signo posi

MODULO 3 QUIMICA 1

Documents

Transcript of MODULO 3 QUIMICA 1