Unidad I: Propiedades Periódicas: Masa y...

Unidad I:

Propiedades Periódicas:

Masa y Enlace

1. Nociones de teoría atómica moderna

2. Propiedades periódicas de los elementos

3. Enlace iónico y covalente

4. Masas atómicas y moleculares

1. Nociones de teoría atómica moderna A nivel cualitativo obtendremos una comprensión de la teoría

atómica actual. Ésta ha sido la evolución de teorías anteriores que se fueron perfeccionando en la medida que el conocimiento se fue ampliando con descubrimientos experimentales y desarrollo de nuevos conceptos provenientes de la física y adaptados a las necesidades de la química.

A fines del siglo XIX, se creía que toda la naturaleza era explicable por medio de los conocimientos hasta ese entonces alcanzados por la física, solo quedaban pendiente un par de fenómenos que no se podían explicar, como: - la radiación del cuerpo negro


- el efecto fotoeléctrico


- espectros atómicos


Estructura del átomo de H

Experimentos de finales del siglo XIX obligaron a replantear modelos atómicos en el siguiente orden cronológico: 1.-) Modelo de Thomson 2.-) Modelo de Rutherford


3.-) Modelo de Bohr 4.-) Modelo actual: concepto de órbita es abandonado siendo reemplazado por el concepto de orbital

Estructura del átomo de H


Clasificación de elementos Actualmente se conocen 115 elementos

– Según origen: 89 naturales y 26 sintéticos

– Según abundancia:

• elementos comunes como C, O, Fe, Cu

• elementos escasos Lu, Pm, Tl

– Según propiedades químicas: metales 78%, no metales 10%, semimetales 7%, gases nobles 5%


Átomos, moléculas e iones Átomo: es la partícula más pequeña de un

elemento

Molécula: es la partícula más pequeña de un compuesto, con una composición y propiedades específicas

Ión: es un átomo o molécula que posee carga eléctrica


Partículas fundamentales atómicas : protones y neutrones (en el núcleo) electrones (en torno al núcleo)

Número atómico, Z , es el número de protones en el núcleo de un átomo. Todo átomo eléctricamente neutro tiene un número de electrones igual al de protones

Número másico, A , es el número total de protones y neutrones

Estructura atómica 1. Nociones de teoría atómica moderna

2. Propiedades periódicas de los elementos

• Los elementos descubiertos hasta hoy se orden en lo que se conoce como la Tabla periódica de los elementos; se ordenan de acuerdo a su número atómico (orden creciente de Z)

• En la tabla periódica se puede notar la variación que experimentan diversas propiedades físico-químicas de los elementos

• Por FILAS se ordenan los elementos que poseen igual número de capas de electrones

• Por COLUMNAS se ordenan los elementos que poseen igual número de electrones de valencia. Estos son los electrones ubicados en la última capa, es decir, los más externos y por lo tanto los responsables de las propiedades químicas de los elementos.

CARACTERÍSTICAS DE LAS PARTÍCULAS

SUBATÓMICAS

Partícula Símbolo. Carga Ubicación Masa,g

Protón p+ + 1 núcleo 1,67x10-24

Neutrón n° 0 núcleo 1,67x10-24

electrón e- - 1 exterior 9,11x10-28

Carga eléctrica de un electrón: -1,6022 x 10-19 C

2. Propiedades periódicas de los elementos.

Variaciones de las propiedades periódicas. Suceden a medida que nos desplazamos por la tabla periódica. Permiten entender la reactividad de los elementos a un nivel muy básico y cualitativo, pero muy útil al momento de querer obtener una idea acerca de la reactividad de los elementos.

Propiedades periódicas. En el sentido del desplazamiento, sucede lo siguiente:

Aumentan (de manera no monótona): 1. La energía o potencial de ionización 2. La afinidad electrónica 3. La electronegatividad

Disminuyen (de manera no monótona):

1. Radio iónico 2. Radio atómico 3. Radio covalente

Representativosnp5

Tipo gas noble

Transición

Se incluye el grupo del Zn

Transición interna:

Lantánidos Actínidos

Agrupamiento de los elementos en la tabla periódica


Ejemplo de la variación de la energía de ionización


Conceptos físico-químicos de importancia:

- Potencial o energía o entalpía de ionización: (HI) se define como la energía requerida para desprender un electrón de un átomo en fase gaseosa. Se calcula del siguiente modo:

Donde E(N) es la energía del sistema original (con sus N electrones) y E(N-1) es la energía del sistema catiónico, es decir, con un electrón menos.

- Electroafinidad: se define como la energía requerida para desprender un electrón de un anión en fase gaseosa. Se calcula del siguiente modo:

( 1) ( ) IPI E N E N H

( ) ( 1)EA E N E N


Se suele confundir con la entalpía de electroafinidad (HEA), ya que la diferencia entre ambas es extremadamente sutil y en términos prácticos, ambas se asocian a la diferencia energética entre el átomo neutro y su respectivo anión.

- Electronegatividad: se define como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones de enlace hacia sí mismo.

( 1) ( )EAH E N E N EA

Combinación de los elementos Mecanismos básicos de combinación

– Las cargas opuestas se atraen – Los electrones tienden a existir en pares – Sólo interactúan los electrones de valencia – Gases nobles o inertes. Estos elementos no se

combinan

En muchos casos, los elementos forman enlaces con el fin de adquirir la configuración u ordenamiento electrónico de los gases nobles, es decir, los enlaces son una forma de ganar estabilidad energética.

3. Enlace iónico y enlace covalente

Principales tipos de enlace químico

Las diferentes interacciones electrónicas de los átomos al

combinarse originan los siguientes tipos de enlaces

químicos:

Enlace iónico: Metal + No Metal (Ej.:sales y óxidos metálicos) . Se

presenta entre los elementos representativos (extremos derecho e

izquierdo de la tabla periódica)

Enlace covalente: No Metal + No Metal (Ej.:agua, metano, azúcar,

hidrocarburos y plásticos)

Enlace metálico: Metal + Metal (Ej.:metales y aleaciones)


Estructuras de Lewis

Procedimiento: 1. Cada átomo se rodea de tantos electrones

como lo indique el número de grupo al cual pertenece

2. Los electrones se van colocando desapareadamente en torno al átomo

3. La formación de enlaces ocurre por la tendencia de los electrones desapareados a aparearse


Ejemplo: Sólidos Iónicos: Su existencia se explica mediante la formación de enlaces

iónicos los cuales se establecen entre elementos de los grupos 1 y 2 con los elementos de los grupos V, VI y VII.

DESARROLLO:

EJERCICIO TIPO CONTROL: ¿Qué tipo de fórmula corresponderá para el compuesto que se forma entre calcio (grupo II) y flúor (grupo VII)?

F: Grupo VII

Ca: Grupo II

7 electrones de valencia

2 electrones de valencia

Ca

F

•

•

x

x

x

x

x

x

x

F

x

x

x

x

x

x

x

+2

-

-

se considera especie con carga eléctrica neta q con n1 átomos diferentes al H y con n2 átomos de H

i. Plantear el esqueleto de la molécula o ión, identificando que átomos se conectan entre sí.

ii. Calcular V = el número total de electrones de valencia

Reglas para escribir estructuras de Lewis

Ejemplo:

Reglas para escribir estructuras de Lewis

Escribir la estructura de Lewis para el

nitrato de cloro Cl-O-N(O) –O

q = 0; n1 = 5 ; n2 = 0

V = 1(7)Cl + 3(6)O + 1(5)N = 30

N = 8(5) + 2(0) - (30 - 0) = 10;

N/2 = 5; 3 enlaces simples y 1 enlace doble

O Cl N

O

O

OBSERVACIONES: enlace entre átomos no metálicos

idénticos se denomina covalente apolar; y si es

entre no metálicos distintos, el enlace es

covalente polar.

O Cl N

O

O

Polaridad de enlace:

La suma de los momentos o polaridades de enlace en una molécula entrega el momento dipolar

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