Fenómenos físicos y químicos

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Complemento teorico

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  • 1. FENÓMENOSFISICOQUÍMICOSMATERIAL DE LECTURA COMPLEMENTARIA PROF. MARTÍN PONCE
  • 2. Físico-QuímicaLa Fisicoquímica abarca el estudio de las interacciones entre la materia y la energía, yexplica los principios que rigen las transformaciones de la materia conocidas comoreacciones químicas, mediante el estudio de las propiedades físicas de las sustancias y delefecto de los cambios físicos sobre las reacciones. Fenómenos Físicos y Químicos Transformaciones de la materiaSiempre que la materia sufre una transformación cualquiera, decimos que ella sufre unfenómeno, que puede ser físico o químico.Fenómeno FísicoSi el fenómeno no modifica la composición de la materia, decimos que ocurre un fenómenofísico.En el fenómeno físico la composición de la materia es preservada, o sea, permanece la mismaantes y después de la ocurrencia del fenómeno.Ejemplos de fenómenos físicos son: Un papel que es rasgado cuando se somete a una fuerza Un imán que atrae el limo de hierro debido a la fuerza magnética. El hielo que se derrite transformándose en agua líquida al absorber el calor del medio. Un bloque de cobre que es transformado en tubos, chapas e hilos.En general, los fenómenos físicos son reversibles, o sea, la materia retorna a su formaoriginal, luego de la ocurrencia del fenómeno. Pero no siempre es así. Cuando rasgamos unpapel, por ejemplo, los pedazos picados continúan siendo de papel, por tanto, tenemos unfenómeno físico, sin embargo, no podemos obtener nuevamente el papel original e intacto,apenas juntando los pedazos picados, lo que nos lleva a concluir que, en ciertos aspectos, losfenómenos físicos pueden ser irreversibles.Fenómeno QuímicoSi el fenómeno modifica la composición de la materia, o sea, la materia se transforma demodo de alterar completamente su composición dejando de ser lo que era para ser algodiferente, decimos que ocurrió un fenómeno químico.En el fenómeno químico, la composición de la materia es alterada, su composición antes deocurrir el fenómeno es totalmente diferente de la que resulta al final.Ejemplos de fenómenos químicos son: Un papel que es quemado Un trozo de acero que se herrumbra Un vino que se transforma en vinagre por la acción de la bacteria Acetobacter aceti.Prof. Martín Ponce. Página 2
  • 3. La Materia y sus PropiedadesLa química actúa sobre la materia, que es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar y unespacio en el universo, y que somos capaces de identificar y conocer.La materia presenta dos tipos de propiedades: propiedades extensivas y propiedadesintensivas. Las propiedades extensivas se relacionan con la estructura químicaexterna; es decir, aquellas que podemos medir con mayor facilidad y que dependen de lacantidad y forma de la materia. Por ejemplo: peso, volumen, longitud, energía potencial,calor, etcétera. Las propiedades intensivas, en cambio, tienen que ver más con laestructura química interna de la materia, como la temperatura, punto de fusión, punto deebullición, calor específico o concentración, índice de refracción, entre otros aspectos.Las propiedades intensivas pueden servir para identificar y caracterizar una sustancia pura, esdecir, aquella que está compuesta por un solo tipo de molécula, como, por ejemplo, el agua,que está formada solo por moléculas de agua (H2O), o el azúcar, que solo la conformanmoléculas de sacarosa (C12H22O11).Entonces podemos definir a MATERIA de la siguiente manera: Es cualquier cosa queocupa un lugar en el espacio, posee masa y es capaz de impresionar nuestros sentidos.Propiedades particulares: Son las cualidades características de cada sustancia conindependencia de tamaño o forma de la muestra. Ejemplo, el azúcar y la sal son sólidoscristalinos blancos. El primero es de sabor dulce y se funde volviéndose marrón cuando secalienta, puede arder en el fuego directo en contacto con el aire. La sal en cambio se puedecalentar a altas temperaturas y no funde, desprendiendo un color amarillento al contacto delfuego directo.Propiedades generales: Son cualidades que no son característica de la sustancia de por si,ejemplo: El tamaño, la forma, la longitud, el peso y la temperatura.Propiedades físicas: Son aquellas que pueden ser observadas sin cambiar la naturaleza de lassustancias ejemplos: Color, olor, dureza, elasticidad, punto de fusión y punto de ebullición.Propiedades químicas: Son aquellas que se refieren a la naturaleza intima de la sustancia o ala manera de reaccionar con otra. Ejemplo: La combustión del azufre para producir anhídridosulfuroso, la explosión producida al quemar hidrogeno, la combustión de un trozo de cinta demagnesio para producir óxido de magnesio.1ª Ley de Newton o ley de la inercia: Un cuerpo permanecerá en un estado de reposo o demovimiento uniforme, a menos de que una fuerza externa actúe sobre él. Propiedad de lamateria que hace que los cuerpos no pueden modificarse por si mismo el estado de reposo ode movimiento.Masa: totalidad de una cosa cuya totalidad son de una misma naturalesEl volumen también es una propiedad general de la materia y, por tanto, no permite distinguirun tipo de materia, una sustancia, de otra, ya que todas Tienen un volumen.Prof. Martín Ponce. Página 3
  • 4. Aunque toda la materia posee masa y volumen, la misma masa de sustancias diferentesocupan distintos volúmenes, así notamos que el hierro o el hormigón son pesados, mientrasque la misma cantidad de goma de borrar o plástico son ligeras. La propiedad que nos permitemedir la ligereza o pesadez de una sustancia recibe el nombre de densidad. Cuanto mayor seala densidad de un cuerpo, más pesado nos parecerá.Masa: es la cantidad de materia que tiene un cuerpo, su unidad fundamental en el SistemaInternacional de Unidades es el kilogramo (kg) y en el Sistema Inglés es la libra (lb) .Paramedir masas muy pequeñas, como la del átomo, se emplea la uma (u) que es la unidadatómica de masa cuya equivalencia es: El gramo (g) es una unidad de masa muy utilizada yse puede representar con múltiplos y submúltiplos.Peso: es la atracción que ejerce la Tierra sobre los cuerpos hacia su centro, es decir, elefecto que tiene la gravedad terrestre sobre ellos.Volumen: Un cuerpo es el lugar o espacio que ocupa. Existen cuerpos de muy diversostamaños. Para expresar el volumen de un cuerpo se utiliza el metro cúbico (m³) y demásmúltiplos y submúltiplos.Inercia: es la resistencia que presenta un cuerpo a cambiar su estado de reposo o demovimiento, mientras no exista una fuerza que lo modifique.Impenetrabilidad: es la propiedad que tienen los cuerpos de no poder ocupar el mismolugar o espacio al mismo tiempo.Divisibilidad: es la propiedad que tiene la materia de ser dividida en partículas muypequeñas.Estado físico de la materia: solido líquido y gaseosoPropiedades específicas: Las propiedades que diferencian un tipo de materia de otra sedenominan específicas y se clasifican en físicas y químicas.Algunas de las propiedades físicas son: dureza, tenacidad, maleabilidad, ductibilidad, puntode fusión, punto de ebullición, las organolépticas y densidad.Dureza: es la resistencia de los cuerpos a ser rayados.Tenacidad: es la resistencia de la materia a ser fraccionada por tensión.Maleabilidad: es la capacidad que tienen los metales para formar láminas.Ductibilidad: es la propiedad de los metales para formar alambres o hilos muy delgados.Punto de ebullición: es la temperatura a la que hierve un líquido y pasa al estado de gas ovapor.Punto de fusión: es la temperatura en la que un cuerpo sólido pasa al estado líquido.Las propiedades organolépticas son aquellas que se perciben a través de los sentidos-olor,color, sabor, brillo, etcétera.La densidad: es la cantidad de sustancia contenida en una unidad de volumen determinado, esuna unidad derivada. La densidad se obtiene al dividir la cantidad de su masa entre elvolumen que ocupa. La unidad en el Sistema Internacional es kg/m³, utilizándose más en lapráctica las siguientes unidades g/cm³o kg/dim³,Prof. Martín Ponce. Página 4
  • 5. CuerpoSe denomina cuerpo a cualquier porción de materia con límites propios y definidos. De aquíse deduce que los líquidos y los gases no son cuerpos, sino sistemas materiales, ya que puedentener límites definidos (por ejemplo, si los envasamos en botella o bombona, respectivamente)Pero éstos no son límites propios, sino del recipiente que los contiene.A veces, "Cuerpo" también es sinónimo de "objeto sólido" Sólido, Líquido y GaseosoLa materia normalmente presenta tres estados o formas: sólida, líquida o gaseosa. Sinembargo, existe un cuarto estado, denominado estado plasma, el cual corresponde a unconjunto de partículas gaseosas eléctricamente cargadas (iones), con cantidadesaproximadamente iguales de iones positivos y negativos, es decir, globalmente neutro.El estado sólido se caracteriza por su resistencia a cualquier cambio de forma, lo que se debea la fuerte atracción que hay entre las moléculas que lo constituyen; es decir, las moléculasestán muy cerca unas de otras.En el estado líquido, las moléculas pueden moverse libremente unas respecto de otras, ya queestán un poco alejadas entre ellas. Los líquidos, sin embargo, todavía presentan una atracciónmolecular suficientemente firme como para resistirse a las fuerzas que tienden a cambiar suvolumen.En cambio, en el estado gaseoso, las moléculas están muy dispersas y se mueven libremente,sin ofrecer ninguna oposición a las modificaciones en su forma y muy poca a los cambios devolumen. Como resultado, un gas que no está encerrado tiende a difundirse indefinidamente,aumentando su volumen y disminuyendo su densidad.La mayoría de las sustancias son sólidas a temperaturas bajas, líquidas a temperaturas mediasy gaseosas a temperaturas altas; pero los estados no siempre están claramente diferenciados.Puede ocurrir que se produzca una coexistencia de fases cuando una materia está cambiandode estado; es decir, en un momento determinado se pueden apreciar dos estados al mismotiempo. Por ejemplo, cuando cierta cantidad de agua llega a los 100ºC (en estado líquido) seevapora, es decir, alcanza el estado gaseoso; pero aquellas moléculas que todavía están bajolos 1001C, se mantienen en estado líquido. Cambios Físicos y Químicos de la MateriaAunque al mirar a nuestro alrededor podemos apreciar distintos estados de la materia (porejemplo, una silla es materia en estado sólido, la leche un líquido y el humo de las fábricas esgaseoso), en la naturaleza ocurren infinitos cambios a cada instante.Si tomamos, por ejemplo, un vaso con agua (estado líquido), observaremos que el agua ocupael espacio interno del vaso. Luego, si colocamos en un recipiente el agua contenida en el vasoy la calentamos, veremos que en cierto momento comienzan a observarse burbujas en lasuperficie, y el agua en estado líquido pasa a ser vapor de agua (estado gaseoso). Este evento,que es común observar en nuestra vida diaria, corresponde a un cambio de estado de lamateria.Prof. Martín Ponce. Página 5
  • 6. El agua, tanto en estado líquido como en estado gaseoso, presenta la misma composiciónquímica (H2O). Los cambios de estado de cualquier material en los que su composiciónquímica permanece invariable se denominan cambios físicos.Ahora, si tenemos agua mezclada con azúcar (agua azucarada) y la calentamos hasta evaporartoda el agua posible, en el recipiente queda el azúcar; es decir, se obtienen los materialesiniciales: agua (ahora en forma de vapor) y azúcar. Así, cuando mezclamos dos materiales ypodemos separarlos por procedimientos físicos, entonces el cambio ocurrido también es uncambio físico. Otros tipos de cambios físicos pueden ser patear una pelota o romper una hojade papel. En todos los casos podría cambiar la forma, como cuando cortas el papel, pero lasustancia se mantiene, es decir, el papel sigue estando ahí.Pero existe otro tipo de cambio que sí modifica la estructura química de uno o más materiales.Es el que se conoce como cambio químico. Este sucede cuando el material experimenta unatransformación en su estructura química, como consecuencia de su interacción o relación conla estructura química de otro material, transformándose ambas estructuras. Esto da comoresultado la formación de un nuevo material con características diferentes a las iniciales; esdecir, ocurrió una reacción química.En el experimento de la manzana se puede apreciar un cambio químico, ya que susconstituyentes externos reaccionaron con el oxígeno del aire y se produjo un oscurecimientopor la reacción de oxidación o envejecimiento. Su estructura interna cambió y ya no esposible recuperarla por medios físicos, por ejemplo, cortar la parte oxidada, ya que solo seobtendría un tejido vegetal nuevo.Las frutas, como las manzanas, pueden conservarse por refrigeración, que hace más lento elproceso de oxidación, o cubriéndolas, para que el oxígeno no actúe sobre la fruta. En elexperimento, como habrás podido apreciar, el trozo de manzana cubierto con el plástico no seoscureció. Tampoco la parte de la manzana impregnada con jugo de limón se alteró. Es más,seguirá en buen estado, ya que el jugo de limón contiene vitamina C (ácido ascórbico), la cualactúa como antioxidante; es decir, evita que el oxígeno reaccione con la manzana y retarda elenvejecimiento. El tercer trozo, al estar sin jugo de limón y sin plástico (es decir, al estarexpuesto al oxígeno del aire) se oscureció, evidenciando una reacción de oxidación, la mismaque corresponde a un cambio de estado de tipo químico.En la naturaleza, la mayoría de las alteraciones que se producen son cambios químicos, comola combustión, la pudrición, la fermentación, la digestión de los alimentos, etcétera.Sin embargo, también existen otros tipos de transformaciones químicas, como cuando sequema basura, o uno fundamental, que es la respiración, donde hay una reacción química.Prof. Martín Ponce. Página 6
  • 7. El cambio de un estado a otro se denomina cambio de fase. Estos cambios de estado seilustran en el esquema anterior. Sustancia Sustancia es la clase de materia de la que están formados los cuerpos.Se llama sistema material a todo cuerpo o conjunto de cuerpos seleccionado para laobservación de acuerdo con ciertas finalidades. La química estudia estos sistemas materiales.Los mismos se clasifican en: 1. Sistema homogéneo: aquel que tiene iguales valores paratodas sus propiedades intensivas en las distintas partes del sistema. Ejemplos: azúcar disueltaen agua, alcohol y agua, acero. 2. Sistema heterogéneo: aquel que tiene distintos valores paraalguna de las propiedades intensivas en distintas partes del sistema, y estas partes seencuentran separadas, unas de otras, por superficies de discontinuidad bien definidas.Ejemplos: agua y aceite, las nubes, espuma de jabón. 3. Sistema inhomogéneo: aquel en el cual los valores de laspropiedades intensivas son distintos en distintas partes del sistema, pero estas partes no seencuentran separadas, unas de otras, por superficies de discontinuidad bien definidas.Ejemplos: aire, agua con agregado de una solución coloreada y sin agitar.Los sistemas homogéneos pueden ser: a. Sustancias puras: aquellas que no puedenfraccionarse, sin perder sus propiedades intensivas. Ejemplos: agua, azúcar. b. Soluciones: aquellas que están formadas por másde una sustancia pura. Ejemplo: acero inoxidable.A su vez las sustancias puras se clasifican en:I. sustancias simples: que son los denominados elementos químicos. Ejemplos: hierro,carbono, que forman parte del acero.II. sustancias compuestas: que son los compuestos químicos. Ejemplo: agua, cloruro desodio.Cuando una solución está constituida solo por 2 sustancias, aquella que está en menorcantidad se denomina soluto y la otra solvente. En un sistema, se llama fase al conjunto de laspartes del mismo que tiene iguales valores para sus propiedades intensivas y que seencuentran separadas, unas de otras, por superficies de discontinuidad bien definidas. Por lotanto los sistemas homogéneos están siempre constituidos por una sola fase, y los sistemasheterogéneos por más de una fase.Prof. Martín Ponce. Página 7
  • 8. Ya sabes que todo lo que existe en el universo está compuesto por materia. Esta, a su vez, seclasifica en mezclas y sustancias puras. Las sustancias puras comprenden un solocompuesto, y las mezclas son combinaciones de sustancias puras en proporciones variables odiferentes; por ejemplo, una mezcla de arena y sal.Los compuestos están conformados por los elementos (como, por ejemplo, el hidrógeno y eloxígeno, que forman el agua), los cuales existen en los compuestos en una proporcióndefinida, es decir, en cantidades suficientes que permiten que dichos elementos se mantengansiempre estables y que también impiden su separación por métodos físicos. Por ejemplo, si sehace reaccionar sodio (Na) con cloro (Cl2) se obtendrá Na1Cl1 exclusivamente y nosustancias tales como Na0.5Cl2.3 o mezclas raras.Las mezclas se clasifican en homogéneas (soluciones) y en heterogéneas. En una mezclahomogénea no hay distinción de fases, es decir, de una porción de la sustancia pura. Es elcaso, por ejemplo, del agua con alcohol, el agua azucarada o el agua con café, donde seobserva una sola fase: la líquida. Además, en este tipo de mezcla los componentes se unenhasta el nivel molecular, de manera que no es posible distinguirlos. Por ejemplo: oxígeno enagua o sal en agua. También existen las soluciones sólidas (mezcla de metales), llamadasaleaciones.En las soluciones hay dos sustancias involucradas: una que disuelve, solvente, y otra que sedisuelve, el soluto. Cuando mezclamos agua (solvente) con azúcar, tenemos que cadamolécula de azúcar (soluto) queda rodeada por varias moléculas de agua. Lo mismo sucede enotras soluciones. Por esta razón, una vez que han sido mezclados no podemos diferenciar asimple vista el soluto del solvente.En cambio, en una mezcla heterogénea pueden distinguirse con facilidad las diferentes fasesque forman la mezcla. Por ejemplo, el agua con arena. Aquí se forman dos fases: una fasesólida, conformada por la arena, y otra fase líquida, constituida por el agua. Otros ejemplosson el agua con aceite, sal y arena, entre otros.Las mezclas pueden separarse en sus componentes por procesos físicos, mientras que loscompuestos se separan en sus constituyentes por procesos químicos.En cualquier caso, la mezcla de materiales es un proceso que utilizamos a diario, tanto en lacocina (al mezclar los ingredientes de una torta) como en las industrias altamente tecnificadas(como la farmacéutica). En la naturaleza también encontramos mezclas, como la sangre, laorina y el aire.Para poder comprender el comportamiento de la materia, es necesario estudiar suscaracterísticas microscópicas.Las Teorías fundamentales de la química consideran que todas las sustancias están formadaspor partículas pequeñísimas llamadas moléculas, las cuales a su vez están constituidas porpartículas más pequeñas llamadas átomos.Prof. Martín Ponce. Página 8
  • 9. Molécula.- Es la parte más pequeña de una sustancia que podemos separar de un cuerpo sinalterar su composición química. “Es la parte más pequeña de la masa que conserva laspropiedades del cuerpo original”Imaginemos que se toma una muestra de agua y la subdividimos hasta tener la partícula máspequeña que aún es agua, tal partícula es una molécula.Las propiedades de una molécula están determinadas por el número, tipo y arreglo de losátomos que la forman.Así las moléculas de los elementos se componen de una sola clase de átomos, mientras que lasmoléculas de un compuesto están constituidas por dos o más clases de átomos.Ejemplo: La molécula de oxígeno está constituida por dos átomos de oxígeno, la molécula decloruro de sodio (NaCl) está constituida por un átomo de sodio y un átomo de cloro.Prof. Martín Ponce. Página 9
  • 10. Átomo: Es la mínima parte de un elemento que interviene en un fenómeno químico. “Es lamenor cantidad de una sustancia que interviene en una reacción química”Durante un proceso químico, los átomos de las moléculas se separan y mediante unreajuste se unen para formar otras moléculas.Partícula: El átomo está formado por partículas aún más pequeñas que el mismo. Como son:1.- Electrón.- Partícula subatómica con carga eléctrica negativa y una masa de9.1 x 10 elevado a -28 g2.- Protón.- Partícula subatómica con carga positiva y una masa de 1.675 x 10 elevado a -24 g3.- Neutrón.- Partícula subatómica con carga neutra y una masa de 1.675 x 10 elevado a -24 gLos protones y los neutrones forman el núcleo central del átomo, mientras que los electronesse mueven en la corteza del átomo. El diámetro del núcleo es aproximadamente 100.000veces menor que el diámetro del átomo, de modo que, si el átomo fuera como una plaza detoros, el núcleo sería del tamaño de una cabeza de alfiler. En consecuencia, el átomo estáprácticamente hueco.A su vez los protones, electrones y neutrones están, a su vez, formados por tres partículas máspequeñas denominadas quarks, pero es el protón, el electrón y el neutrón lo importante a nivelquímico.Prof. Martín Ponce. Página 10
  • 11. Historia: modelos atómicosDesde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estabaconstituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas.Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócritoatribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos desu época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fueratomada de nuevo en consideración. ño Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico La imagen del átomo expuesta por Durante el s. XVIII y principios del Dalton en su teoría atómica, para XIX algunos científicos habían explicar estas leyes, es la de minúsculas investigado distintos aspectos de las partículas esféricas, indivisibles e reacciones químicas, obteniendo las1808 inmutables, llamadas leyes clásicas de la Química. Iguales entre sí en John Dalton cada elemento químico. De este descubrimiento dedujo que el Demostró que dentro de los átomos átomo debía de ser una esfera de hay unas partículas diminutas, con materia cargada positivamente, en cuyo carga eléctrica negativa, a las que se interior estaban incrustados los llamó electrones.1897 electrones. (Modelo atómico de J.J. Thomson.) Thompson Demostró que los átomos no eran Dedujo que el átomo debía estar macizos, como se creía, sino que formado por una corteza con los están vacíos en su mayor parte y en electrones girando alrededor de un su centro hay un diminuto núcleo. núcleo central cargado positivamente.1911 (Modelo atómico de Rutherford.) E. Rutherford Espectros atómicos discontinuos Propuso un nuevo modelo atómico, originados por la radiación emitida según el cual los electrones giran por los átomos excitados de los alrededor del núcleo en unos niveles elementos en estado gaseoso. bien definidos.1913 (Modelo atómico de Bohr.) Niels BohrProf. Martín Ponce. Página 11
  • 12. Los átomos con diferente número de protones y electrones se denominan Iones. Los ionespueden ser positivos (cationes) o negativos (aniones). Los ionesLos iones son componentes esenciales de la materia tanto inerte como viva. Son partículascon carga eléctrica neta que participan en un buen número de fenómenos químicos. A latemperatura ambiente, los iones de signo opuesto se unen entre sí fuertemente siguiendo unesquema regular y ordenado que se manifiesta bajo la forma de un cristal. En disolución, sonla base de procesos como la electrólisis y el fundamento de aplicaciones como las pilas y losacumuladores.Aun cuando la materia se presenta la mayor parte de las veces carente de propiedadeseléctricas, son éstas las responsables, en gran medida, de su constitución y estructura.Un grano de sal, una gota de limón o un trozo de mármol contienen millones de átomos oconjuntos de átomos que han perdido su neutralidad eléctrica característica y se hanconvertido en iones.Las fuerzas eléctricas entre iones de signo opuesto son las responsables del aspecto sólido yconsistente que ofrece un cristal de cloruro de sodio. La composición iónica de una gota delimón hace de ella un conductor de la corriente eléctrica, siendo los iones presentes en ladisolución los portadores de carga y energía eléctricas. Los procesos químicos en los cualeslas sustancias reaccionantes ceden o captan electrones implican la formación de iones o suneutralización. El enlace iónico, la electrólisis y los procesos de oxidación-reducción sonalgunos de los fenómenos naturales en los que los iones desempeñan el papel principal.¿Qué son los Iones?Un poco de historiaEl estudio de la composición de las sustancias químicas llevó al químico inglés HumphryDavy (1778-1829) a investigar la influencia de la corriente eléctrica en la separación dediferentes sustancias compuestas. Ensayó infructuosamente con sustancias sólidas para mástarde probar con las mismas sustancias fundidas. El paso de la corriente alimentada por unapotente batería construida a propósito permitió finalmente a Davy separar diferentescompuestos en sus elementos constituyentes.Michel Faraday (1791-1867), discípulo de Davy, extendió los estudios de su maestro adisoluciones e introdujo, por primera vez, el nombre de electrólisis para referirse a laseparación o ruptura de sustancias compuestas mediante la corriente eléctrica. La observaciónde que las disoluciones salinas eran capaces de conducir la corriente eléctrica llevó a Faradaya considerar que deberían existir en tales disoluciones partículas cargadas cuyo movimientoentre los dos conductores extremos o electrodos , colocados dentro de la disolución,constituiría la corriente eléctrica. A tales partículas cargadas las llamó iones, que en griegosignifica viajero. El electrodo positivo recibió el nombre de ánodo; hacia él viajarían los ionesnegativos que llamó aniones. Por su parte el electrodo negativo o cátodo atraería a los ionespositivos, que por dirigirse al cátodo los denominó cationes.Prof. Martín Ponce. Página 12
  • 13. El concepto de ionUn ion es un átomo o grupo de átomos cargado eléctricamente. Un ion positivo es un catión yun ion negativo es un anión.La formación de los iones a partir de los átomos es, en esencia, un proceso de pérdida oganancia de electrones. Así, cuando un átomo como el de sodio (Na) pierde un electrón (e-) seconvierte ( ®) en el catión Na+:Na - 1 e- ® Na+ (18.1)Si un átomo de oxígeno gana dos electrones se convierte en el anión O=:O + 2 e- ® O= (18.2)Cuando un ion sencillo se une con moléculas neutras o con otro ion de signo opuesto que nocompensa totalmente su carga, se forma un ion complejo. Tal es el caso del ión amonio NH4 +producido por la unión del ión hidrógeno con la molécula de amoníaco NH3:H+ + NH3 NH4 +o del ion hidronio formado por la unión del ion hidrógeno con la molécula de agua H2 O:H+ + H2 O H3 O+Aun cuando los iones proceden de los átomos son, desde un punto de vista químico, muydiferentes de ellos. Así, la sustancia sodio metálico, compuesta por átomos de sodio Na,reacciona enérgicamente con el agua, mientras que el ion sodio Na+ no lo hace. Debido a lasdiferencias existentes en su configuración electrónica, átomos e iones suelen presentardiferencias notables en su capacidad para reaccionar químicamente con otras sustancias.Más adelante retomaremos el tema. Los Elementos QuímicosUn elemento químico, o solamente elemento, es una sustancia formada por átomos que tienenigual cantidad de protones en el núcleo. Este número se conoce como el número atómico delelemento.Por ejemplo, todos los átomos con 6 protones en sus núcleos son átomos del elementoquímico carbono, mientras que todos los átomos con 92 protones en sus núcleos son átomosdel elemento uranio.Aunque, por tradición, se puede definir elemento químico a cualquier sustancia que no puedeser descompuesta mediante una reacción química en otras más simples.Una definición más sencilla dice que un elemento químico es un tipo particular de átomo, porejemplo: hidrógeno, helio, hierro, nitrógeno, oxigeno y otros.Según lo anterior, también podría decirse que elemento químico es una sustancia puraconstituida por una sola clase de átomos. Se representa mediante símbolos.Prof. Martín Ponce. Página 13
  • 14. Es importante diferenciar elemento químico de sustancia simple. El ozono (O3) y el dioxígeno(O2) son dos sustancias simples, cada una de ellas con propiedades diferentes. Y el elementoquímico que forma estas dos sustancias simples es el oxígeno (O). Otro ejemplo es el delelemento químico Carbono, que se presenta en la naturaleza como grafito o como diamante.Se conocen más de 118 elementos. Algunos se han encontrado en la naturaleza, formandoparte de sustancias simples o de compuestos químicos. Otros han sido creados artificialmenteen los laboratorios. Estos últimos son inestables y sólo existen durante milésimas de segundo. Los átomos e isotoposLa unidad fundamental de un elemento es el átomo. Un átomo es la partícula más pequeña deun elemento que posee las características de ese elemento.A su vez, los átomos están compuestos por las siguientes tres partes:Electrones: son partículas de carga negativa y muy poca masa ubicadas en una ´´nube´´alrededor del núcleo del átomo. Los electrones son las partículas involucradas en los enlacesy las reacciones químicas. Un átomo neutro (sin carga eléctrica) tiene el mismo número de electrones que protones.Sin embargo, cuando un átomo pierde electrones, adquiere una carga positiva (tendrá másprotones que electrones). En cambio, si un átomo gana electrones, su carga es negativa, puestendrá más electrones que protones. Protones: son las partículas que confieren la identidad a un elemento. Todos los átomos deun mismo elemento poseen el mismo número de protones. Estas partículas poseen cargapositiva y están ubicadas en el núcleo de un átomo. Los protones contribuyen a la masaatómica, junto con los neutrones. Al número de protones se le denomina número atómico y se representa con la letra Z.Como se mencionó anteriormente, en un átomo neutro, el número atómico o número deprotones es igual al número de electrones en el átomo. Número Atómico (Z) Z= n° de protones (= n° de electrones en átomo neutro)Hoy en día se ha determinado que las propiedades de los elementos varían de maneraperiódica conforme asciende su número de protones (número atómico). Neutrones: son partículas neutras (sin carga eléctrica) ubicadas en el núcleo de un átomo. Aligual que los protones, los neutrones contribuyen a la masa atómica.Prof. Martín Ponce. Página 14
  • 15. La masa de un átomo determinado depende del número de protones y de neutrones que seencuentren en su núcleo. A la suma de estos, protones y neutrones, se le denomina númeromásico y se representa con la letra A. Número Másico (A) A= n° de protones + n° de neutronesEs posible que átomos de un mismo elemento difieran en número de neutrones en su núcleo;es decir, que tengan diferentes números másicos. A estos núclidos se les denomina isótopos.Todos los isótopos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas, puesto queposeen el mismo número de protones (número atómico) y electrones en sus átomos. La únicadiferencia entre isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo de susátomos, y por lo tanto, su número másico varía. Por ejemplo, existen átomos comunes decarbono con 6 neutrones y átomos radioactivos de carbono con 8 neutrones. Debido a queambos son átomos de carbono, ambos poseen 6 protones y 6 electrones en su forma neutra.Sin embargo, el número másico del átomo con 6 neutrones es 12 y el número másico delátomo con 8 neutrones es 14. Existen entonces, átomos de carbono-12 (número másico 12) yátomos de carbono-14. El carbono-12 y el carbono-14 son isótopos del elemento carbono. Isótopos: átomos de un mismo elemento que poseen diferente númeromásico, puesto que tienen diferente número de neutrones en sus núcleos.Para determinar el número de neutrones en un átomo en particular, sencillamente se resta elnúmero de protones al número másico. n° Neutrones = n° másico – n° protones n° neutrones = A - ZYa que un átomo de un elemento puede variar en número másico, como es el caso de losisótopos, se hace necesario representar los diferentes átomos de un elemento de alguna formaque indique su diferencia. Por convención, se puede representar un átomo de cualquierelemento colocando el símbolo del elemento al centro con su número másico al lado superiory su número atómico al lado inferior. (En idioma Inglés, A y Z, los números másicos yatómicos, se colocan a la izquierda del símbolo. Sin embargo, en Español, A y Z se colocan ala derecha del símbolo.) En el siguiente esquema, X es el símbolo del elemento. A-Número másico (protones + neutrones) X Z – Número atómico ( n° protones)Prof. Martín Ponce. Página 15
  • 16. Ejemplo: Un átomo de cloro tiene 20 neutrones en su núcleo. Represente este núclido.¿Cuántos protones y electrones posee su átomo neutro? Solución: El número atómico (Z) del cloro es 17, puesto que identifica al elemento. Elnúmero másico (A) es Z + el número de neutrones (17 + 20 = 37). El símbolo del cloro es Cl.Entonces, este núclido se representa así: El átomo neutro posee 17 protones y 17 electrones. Ejemplo: Un isótopo de un elemento es representado de la siguiente manera, Determine el número de protones,electrones, neutrones, número másico, número atómico y la identidad del elemento. Solución: El símbolo y el número atómico señalan que se trata del elemento flúor. Por lacarga eléctrica indicada en el lado derecho superior, la partícula en cuestión es el ION flúor.El número atómico y número de protones es 9, como se puede ver al lado inferior. El númeromásico es 19, como se ve al lado superior. El número de neutrones puede calcularse restandoA-Z (19 – 9) y es 10. El número de electrones es 10, puesto que la partícula tiene carganegativa, indicando que tiene un electrón más que el átomo neutro.Entonces: el átomo, se representa por 3 datos fundamentales SÍMBOLO QUÍMICO DEL ELEMENTO-el símbolo químico del elemento al que pertenece-el numero atómico y el número másico.IMPORTANTE: No confundas el concepto de número másico con el de masa de un átomoCuando hablamos de la masa nos referimos a la cantidad de materia que un átomo posee. Y,por supuesto, surge un importante problema. Los átomos son muy, muy pequeños…. No sepueden aislar y, menos aún, medir la masa de uno de ellos.Por eso, lo que se hace es comparar cuanto mayor es un átomo respecto de otro que se tomacomo referencia. El patrón de referencia es el 12C, el isotopo más estable del carbono.Prof. Martín Ponce. Página 16
  • 17. Así, la unidad de masa atómica (u) es la doceava parte de la masa del 12C (1,6605.10-24 g), yla masa atómica relativa (Ar) se define como el numero que indica cuántas veces mayor queuna unidad de masa atómica es la masa de un átomo determinado. Por ejemplo, el hidrógenotiene masa atómica relativa 1u, por lo que la masa atómica relativa del carbono es doce vecesla del hidrógeno Configuración ElectrónicaLa configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de loselectrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía.De acuerdo con la Mecánica Cuántica no es posible establecer, en un instante dado, lavelocidad y la posición de un electrón en un átomo. Se habla de probabilidad de hallar a unelectrón en un determinado lugar alrededor del núcleo.Los electrones están dispuestos en capas o niveles que corresponden a zonas con mayorprobabilidad de hallar al electrón. Al aumentar el número de electrones, conforme aumenta elZ, aumenta el número de niveles. Estas capas se denotan con las letras K, L, M, N, O, P, Q, yadmiten un número máximo de electrones, dado por la expresión 2n2, siendo n el número decapa. Así la K admite 2 electrones, la L 8, la M 18, la N 32.Se llama orbital atómico a la función matemática ψ que es solución de la Ecuación deSchrödinger, tal que ψ2 da la probabilidad de encontrar un electrón en una zona del espacioalrededor del núcleo. Cada electrón está “caracterizado” por sus 4 números cuánticos: n = nº cuántico principal m = nº cuántico magnético l = nº cuántico angular o azimutal s = nº cuántico de spinSegún el Principio de exclusión de Pauli, 2 electrones no pueden tener los 4 númeroscuánticos iguales. Esto equivale a decir que un orbital atómico no admite más de 2 electrones.El n indica el nivel o capa. Como cada capa admite un máximo de electrones, y no puedehaber más de 2 electrones en un orbital, se deduce que al aumentar Z aumenta el número deorbitales por cada capa. Los valores que puede tomar n son números enteros: 1, 2, 3, 4, 5, etc.El l está relacionado con el momento angular del electrón en su movimiento orbital alrededordel núcleo. Puede tomar valores desde 0 hasta (n – 1). Por ejemplo si n = 2, l puede valer 0 ó1. Cuando l vale 0 el orbital recibe el nombre “s”, cuando vale 1 se llama orbital “p”, cuandovale 2 se llama “d”, cuando vale 3 se llama “ f ” y así sucesivamente.Cada uno de éstos orbitales está asociado con una representación de la densidad electrónica enel espacio alrededor del núcleo, relacionada con la probabilidad de encontrar al electrón.El m está relacionado con las posibles orientaciones del vector momento angular en un campomagnético. Puede adoptar valores desde -l hasta +l pasando por el 0. Por ejemplo: –l, 0 , +l.El s (relacionado con el movimiento de rotación del electrón sobre su eje) puede valer +1/2 o– 1/2 según el momento angular de spin tenga un sentido otro.Prof. Martín Ponce. Página 17
  • 18. En la siguiente tabla se muestran los posibles valores de los números cuánticos:Reforzando lo anterior: El modelo atómico actual o modelo mecánico cuánticoHasta ahora trabajamos con el modelo de BOHRProf. Martín Ponce. Página 18
  • 19. BOHR, considera los átomos como sistemas planetarios donde los electrones giran en orbitasfijas o niveles de energías alrededor del núcleo. LOS ELECTRONES NO TIENEN UNA TRAYECTORIA FIJA. LOS ORBITALES ATÓMICOS SON ZONAS DE MAYOR PROBABILIDAD DE ENCONTRAR A LOS ELECTRONES. SE HABLA DE UNA NUBE DIFUSA DE CARGA ELECTRÓNICA. Niveles de EnergíaEn cada nivel todos sus electrones tienen la misma energía.Los niveles son: n=1, n=2, n=3,………..Cada nivel tiene subniveles que se caracterizan por un tipo de orbital Orbitales AtómicosProf. Martín Ponce. Página 19
  • 20. Otras formas de Orbitales Formas de Orbitales AtómicosEl núcleo está en el centro donde se juntan las tres líneas o ejes. Orbital fProf. Martín Ponce. Página 20
  • 21. Entonces, configuración electrónica: es la distribución de los electrones en los niveles y subniveles. Para el átomo de hidrógeno es: H = 1s1 es decir tiene 1 electrón en el nivel 1 en el orbital s. Configuración Electrónica del ClEl esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de ladiagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s;siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.Prof. Martín Ponce. Página 21
  • 22. Se toman las flechas de arriba hacia abajo y del extremo superior a la punta, una tras otra. Así que en cada orbital, se deberán llenar con 2 electrones máximo ( Primero el orbital 1s =2e-; después 2s= con 2e-; después el 2p= 6e- <aquí recordemos que el subnivelp tiene 3 elipces, cada una se llena con 2e->y asi sucesivamente hasta llegar a los subniveles uorbitales d con 10e- <debido a que contiene 5 elipces> y los subniveles f con 14 e- <puestiene 7 elipces>; realizaremos este llenado hasta que completemos el número de electronesque contiene el átomo). Los elementos tendrán una terminación en su configuración electrónica de acuerdo a suposición en la tabla periódica. El último nivel de la configuración electrónica coincide con losperiodos del elemento considerado siempre y cuando esté en los bloques “s” o “p”; mientrasque en el “d” se resta una unidad y en el “f ” se le restan 2 unidades al periodocorrespondiente. Elemento Símbolo Z Configuración Electrónica Hidrógeno H 1 1s1 Helio He 2 1s2 Lítio Li 3 1s2 2s1 Berilio Be 4 1s2 2s2Prof. Martín Ponce. Página 22
  • 23. Boro B 5 1s2 2s2 2p1 Carbono C 6 1s2 2s2 2p2 Nitrógeno N 7 1s2 2s2 2p3 Oxígeno O 8 1s2 2s2 2p4 Flúor F 9 1s2 2s2 2p5 Neón Ne 10 1s2 2s2 2p6 Sodio Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1 Magnesio Mg 12 1s2 2s2 2p6 3s2 Aluminio Al 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Silicio Si 14 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 Fósforo P 15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Azufre S 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Cloro Cl 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Argón Ar 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Potasio K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Calcio Ca 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Escandio Sc 21 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 Titanio Ti 22 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 Vanadio V 23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3Prof. Martín Ponce. Página 23
  • 24. Cromo Cr 24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 Manganeso Mn 25 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 Hierro Fe 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Cobalto Co 27 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 Níquel Ni 28 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 Cobre Cu 29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 Zinc Zn 30 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 Galio Ga 31 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 Germanio Ge 32 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2 Arsénico As 33 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 Selenio Se 34 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 Bromo Br 35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Kriptón Kr 36 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 Rubidio Rb 37 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Estroncio Sr 38 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2Entonces: Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que sabercuántos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los demenor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde lescorresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivelde energía.3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, comomáximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 deltipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s;6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7)..Prof. Martín Ponce. Página 24
  • 25. La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos seresume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:Niveles de energía o capa (n) 1 (K) 2 (L) 3 (M) 4 (N) Tipo de subniveles s s p s p d s p d f Número de orbitales en 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 cada subnivel Denominación de los 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f orbitales Número máximo de 2 2 - 6 2 - 6 - 10 2 - 6 - 10 - 14electrones en los orbitales Número máximo de electrones por nivel de 2 8 18 32 energía o capaInsistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo esla distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales. Loselectrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energíacreciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas oniveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos.La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuenciaque se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales:Es importante saber cuántos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues sonlos que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos. Los Elementos Químicos y la Tabla PeriódicaTodos los elementos químicos están ordenados por orden creciente de número atómico Z, y enforma tal que refleja la estructura atómica, en una tabla denominada tabla periódica.Los elementos están distribuidos en siete hileras horizontales, llamadas períodos, y en 18columnas verticales, llamadas grupos. El primer período, que contiene dos elementos, elhidrógeno y el helio, y los dos períodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llamanperíodos cortos. Los períodos restantes, llamados períodos largos, contienen 18 elementos enel caso de los períodos 4 y 5, ó 32 elementos en el del período 6. El período largo 7 incluye elgrupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá delelemento 92, el uranio.El número del período indica la cantidad de capas que posee el átomo del elementoconsiderado. Así, por ejemplo, el átomo de hidrógeno H que pertenece al período 1, tiene unaúnica capa, el átomo de carbono C tiene 2 capas y el de cromo Cr tiene 4.Las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemáticaconforme aumenta el número atómico Z. Todos los elementos de un grupo presentan una gransemejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. El radio atómicoProf. Martín Ponce. Página 25
  • 26. Aumenta de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo, en la tabla periódica, conformeaumenta el número atómico.La electronegatividad de un elemento es una propiedad que resulta de la estructura de susátomos. Permite explicar la naturaleza de las uniones químicas y se define como la capacidaddel átomo para atraer electrones. En general, la electronegatividad aumenta de izquierda aderecha y disminuye de arriba hacia abajo. Por lo tanto los elementos situados a la derecha dela tabla, a excepción de los gases nobles (grupo 18), son electronegativos y los situados a laizquierda son electropositivos, pues tienden a ceder electrones. A la izquierda se encuentranlos metales y a la derecha los no metales.La Tabla Periódica de los elementos es un esquema donde los elementos químicos estánordenados según su número atómico creciente, en periodos y familias.Los químicos se dieron cuenta desde los comienzos del desarrollo de la Química, que ciertoselementos tienen propiedades semejantes.En 1829 el químico alemán Döbereiner realizo el primer intento de establecer una ordenaciónen los elementos químicos, haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre los elementoscloro, bromo y iodo por un lado y la variación regular de sus propiedades por otro.Prof. Martín Ponce. Página 26
  • 27. Una de las propiedades que parecía variar regularmente entre estos era el peso atómico.Pronto estas similitudes fueron también observadas en otros casos, como entre el calcio,estroncio y bario. Una de las propiedades que variaba con regularidad era de nuevo el pesoatómico. Ahora bien, como el concepto de peso atómico aún no tenía un significado preciso yDöbereiner no había conseguido tampoco aclararlo y como había un gran número deelementos por descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones, sus trabajos fuerondesestimados.Desde 1850 hasta 1865 se descubrieron muchos elementos nuevos y se hicieron notablesprogresos en la determinación de las masas atómicas, además, se conocieron mejor otraspropiedades de los mismos.Fue en 1864 cuando estos intentos dieron su primer fruto importante, cuando Newlandsestableció la ley de las octavas. Habiendo ordenado los elementos conocidos por su pesoatómico y después de disponerlos en columnas verticales de siete elementos cada una,observó que en muchos casos coincidían en las filas horizontales elementos con propiedadessimilares y que presentaban una variación regular.Esta ordenación, en columnas de siete da su nombre a la ley de las octavas, recordando losperiodos musicales. En algunas de las filas horizontales coincidían los elementos cuyassimilitudes ya había señalado Döbereiner. El fallo principal que tuvo Newlands fue elconsiderar que sus columnas verticales (que serían equivalentes a períodos en la tabla actual)debían tener siempre la misma longitud. Esto provocaba la coincidencia en algunas filashorizontales de elementos totalmente dispares y tuvo como consecuencia el que sus trabajosfueran desestimados.En 1869 el químico alemán Julius Lothar Meyer y el químico ruso Dimitri IvanovichMendelyev propusieron la primera “Ley Periódica”.Meyer al estudiar los volúmenes atómicos de los elementos y representarlos frente al pesoatómico observó la aparición en el gráfico de una serie de ondas. Cada bajada desde unmáximo (que se correspondía con un metal alcalino) y subido hasta el siguiente, representabapara Meyer un periodo. En los primeros periodos, se cumplía la ley de las octavas, perodespués se encontraban periodos mucho más largos. Aunque el trabajo de Meyer eranotablemente meritorio, su publicación no llego a tener nunca el reconocimiento que semerecía, debido a la publicación un año antes de otra ordenación de los elementos que tuvouna importancia definitiva.Utilizando como criterio la valencia de los distintos elementos, además de su peso atómico,Mendelyev presentó su trabajo en forma de tabla en la que los periodos se rellenaban deacuerdo con las valencias (que aumentaban o disminuían de forma armónica dentro de losdistintos periodos) de los elementos.Esta ordenación daba de nuevo lugar a otros grupos de elementos en los que coincidíanelementos de propiedades químicas similares y con una variación regular en sus propiedadesfísicas.Prof. Martín Ponce. Página 27
  • 28. La tabla explicaba las observaciones de Döbereiner, cumplía la ley de las octavas en susprimeros periodos y coincidía con lo predicho en el gráfico de Meyer. Además, observando laexistencia de huecos en su tabla, Mendelyev dedujo que debían existir elementos que aun nose habían descubierto y además adelanto las propiedades que debían tener estos elementos deacuerdo con la posición que debían ocupar en la tabla.Años más tarde, con el descubrimiento del espectrógrafo, el descubrimiento de nuevoselementos se aceleró y aparecieron los que había predicho Mendelyev. Los sucesivoselementos encajaban en esta tabla. Incluso la aparición de los gases nobles encontró un sitioen esta nueva ordenación.La tabla de Mendelyev fue aceptada universalmente y hoy, excepto por los nuevosdescubrimientos relativos a las propiedades nucleares y cuánticas, se usa una tabla muysimilar a la que él elaboró más de un siglo atrás.Los últimos cambios importantes en la tabla periódica son el resultado de los trabajos deGlenn Seaborg a mediados del siglo XX, empezando con su descubrimiento del plutonio en1940 y, posteriormente, el de los elementos transuránidos del 94 al 102 (Plutonio, Pu;Americio, Am; Curio, Cm; Berkelio, Bk; Californio, Cf; Einstenio, Es; Fermio, Fm;Mendelevio, Md; y Nobelio, No).Seaborg, premio Nobel de Química en 1951, reconfiguró la tabla periódica poniendo la seriede los actínidos debajo de la serie de los lantánidos.En las tablas escolares suele representarse el símbolo, el nombre, el número atómico y la masaatómica de los elementos como datos básicos y, según su complejidad, algunos otros datossobre los elementos Clases de ElementosLos elementos químicos se encuentran clasificados en la tabla periódica de los elementos. Acontinuación se detallan los elementos conocidos, ordenados por su número atómico.Una primera clasificación de la tabla es entre Metales, No Metales y Gases Nobles. La mayorparte de los elementos de la tabla periódica son metales.Prof. Martín Ponce. Página 28
  • 29. ELEMENTOS REPRESENTATIVOSLos elementos representativos están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque sudistribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar loselectrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.por ejemplo el Z=35La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuartoperiodo. El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electronesubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:Grupo IA: AlcalinosGrupo IIA Alcalino térreosProf. Martín Ponce. Página 29
  • 30. Grupo VIIA: HalógenosGrupo VIIIA: Gases nobles GASES NOBLESLos gases nobles se encuentra en el grupo 0 o 18 de la Tabla Periódica. Los elementos son:helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Estos elemento se consideraron inerteshasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa(2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen unaenergía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fuerondescubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fuecapaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsay, Traversy Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dornen 1898 y aislado por Ramsay y Gray en 1908.El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% degases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)).Se obtienen por licuación fraccionada de aire. El helio a partir de pozos de gas natural.Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusiónmuy bajos ya que las únicas fuerzas existentes entre los átomos en estado líquido y sólido sonlas de London. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistemacúbico. Poco diferentes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la formacióndel XePtF6. Posteriormente se han obtenido compuestos de criptón, xenón y radón con flúor,cloro, oxígeno y nitrógeno, así como compuestos físicos (clatratos): disoluciones sólidas enlas que ciertos átomos o moléculas están atrapados en los espacios de un retículo cristalino.Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo,argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón yxenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura detrabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes ensoldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantespara bajas temperaturas y superconductividad (helio, neón).Prof. Martín Ponce. Página 30
  • 31. ELEMENTOS DE TRANSICIÓNEstos elementos conforman los grupos IB hasta el VIIIB. Todos ellos son metales, perodebido a que sus átomos son pequeños, son duros, quebradizos y tienen puntos de fusiónaltos. Estos metales son buenos conductores del calor y de la electricidad. A condicionesnormales el Mercurio es líquido.Los elementos de transición llenan progresivamente su tercer nivel de energía hastacompletarlo con 18 electrones; algunos de los elementos también ocupan el nivel 3d. Conexcepción del Cromo y del Cobre, todos tienen dos electrones en el cuarto nivel (4s). Estairregularidad ocurre en esos dos elementos ya que los sub niveles llenos y semillenos poseenuna estabilidad adicional.Los elementos del grupo B presentan varios estados de oxidación. Esto se debe a que todoslos electrones de los niveles 3d y 4s los utilizan para formar enlaces químicos.El Hierro, la Plata, el Cobre y el Oro, son elementos de transición que presentancaracterísticas diferentes de los demás elementos que conforman la familia. Por eso sonanalizados por separado.El Hierro se encuentra de formas múltiples en la naturaleza formando distintas aleaciones conotros elementos. Cuando el Hierro es puro, es casi blanco, compacto y blando. Químicamentees un metal muy activo y funciona con estados de oxidación +2 y +3. Cuando se expone a lahumedad o al aire forma un óxido férrico hidratado. Por sus propiedades físicas, el Hierro esutilizado en la fabricación de herramientas y gran variedad de equipos.En la naturaleza el Cobre se encuentra libre y combinado. Es un metal rojizo, lustroso,maleable y es gran conductor tanto del calor como de la electricidad. El estado de oxidacióncuando forma compuestos es +1 y +2. Por la gran cantidad de usos que se le pueden dar, elCobre es considerado como el segundo metal en importancia después del Hierro. El Cobreentra en la producción de muchas aleaciones en la que aporta resistencia, dureza, resistencia ala corrosión y propiedades valiosas para trabajos mecánicos.La Plata se encuentra en la naturaleza en estado metálico y es el más blanco de todos losmetales. Después del Oro, la Plata es el metal más maleable y dúctil de los metales y es elmejor conductor de la electricidad. Cuando forma compuestos su número de oxidación es +1.Principalmente es utilizado en la fabricación de monedas y en la puntas de los instrumentoseléctricos.En la naturaleza el Oro se encuentra libre. En estado masivo es amarillo, pero en formapulverizada es bronceado. Es el más maleable y más dúctil de todos los metales. Es blando yse considera como uno de los más inertes. En estado de oxidación +1 forma compuestosaurosos y cuando su oxidación es +3 forma compuestos áuricos. El Oro se utiliza en el trabajode la orfebrería de joyas y ornamentos. Su pureza es medida en Kilates o en grados de ley.Prof. Martín Ponce. Página 31
  • 32. Los elementos de Z= 58 a Z=71 son elementos de transición interna y su característica es elllenado gradual de los orbitales 4f. Junto con el Lantano (Z= 57) que se les parece mucho,forman el grupo de los Lantánidos. Estos metales se encuentran principalmente como óxidosy se dividen en dos grupos: el Cerio Z= 57-62, y el Itrio Z=39. 63-71. Los óxidos Lantánidosse emplean extensamente en materiales fosforescentes para la televisión.La gran similitud entre las propiedades de los Lantánidos se debe a que las diferencias entresus configuraciones electrónicas se encuentran esencialmente en los orbitales f de una capainterna (n=4), en la que sus electrones tienen un papel secundario en la formación de enlaces.El estado de oxidación más común en sus compuestos es +3.Los elementos desde el Protactinio (Z=90) hasta el Laurencio (Z=103) se conocen comoactínidos. Todos son de transición interna ya que tienen orbitales 5f parcialmente ocupados.Debido a que los elementos ubicados más allá del Uranio (Z=92) deben ser "hechos por elhombre" (ya que sus núcleos se desintegran rápidamente por ser tan pesados), es muy difícildeterminar sus propiedades físicas y químicas. Por eso, lo único que se ha podido determinares que son metálicos y que su comportamiento químico es bastante similar al de losLantánidos. ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNALos treinta elementos denominados tierras raras constituyen las series de los lantánidos yactínidos. Uno de los lantánidos (Prometio) y casi todos los actínidos se denominantransuránidos, ya que no existen de forma natural, son sintéticos. Todos estos metalespertenecen al grupo 3 de la Tabla Periódica y a los períodos 6 y 7. Todos tienen 3 electronesen su capa más externa (2 electrones s de la última capa y 1 o ninguno d de la penúltima,pasando, en este último caso, el electrón a orbitales f de la antepenúltima) y completan losorbitales f de la antepenúltima capa: 4f (lantánidos) y 5f (actínidos).Grupo 3:Lantánidos: Lantano, cerio, praseodimio, neodimio, prometio, samario, europio, gadolinio,terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio, lutecio.Son elementos cuya proporción en la corteza terrestre es del orden del 0,02% en peso (elprometio es artificial). Debido a que la mayoría de las propiedades son parecidas y seencuentran en los mismos minerales son difíciles de separar.Son elementos del periodo 6 que llenan orbitales 4f teniendo las capas 5 y 6 incompletas.Como se trata de una capa interna las diferencias de unos a otros son mínimas: su separaciónsólo se ha logrado con el desarrollo de las técnicas de intercambio iónico, utilizando lapropiedad que tienen de formar complejos aniónicos. Los metales se obtienenmetalotérmicamente con sodio, calcio, magnesio o lantano en atmósfera inerte a partir de loseluidos o de otros compuestos. La electrólisis de una mezcla fundida de cloruros de lantánidosanhídros conduce a la aleación mischmetal.Prof. Martín Ponce. Página 32
  • 33. Son metales de brillo argentífero que se oxidan rápidamente al aire y son bastante reactivos.El estado de oxidación que adoptan todos en sus combinaciones es +3; además, en el caso desamario, europio, tulio e iterbio pueden adoptar +2, y en el caso de cerio, praseodimio,neodimio, terbio y disprosio +4. Se disuelven en agua y en ácidos con desprendimiento dehidrógeno; reaccionan fácilmente con hidrógeno, (formando fases sólidas negras en las quepor cada átomo de lantánido hay 2-3 de hidrógeno), cloro (formando el tricloruro), oxígeno(formando el trióxido) y nitrógeno (formando mononitruro con estructura cristalina tipocloruro de sodio). La basicidad de los hidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.Se utilizan como catalizadores en el craqueo del petróleo, como material luminoso en lostelevisores en color, lámparas de mercurio, etc.Actínidos: Actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berkelio,californio, einsteinio, fermio, mendelevio, nobelio, lawrencio.Hasta 1940 sólo se conocían torio, protactinio y uranio que se situaban en los grupos 4, 5 y 6del Sistema Periódico. Al sintetizarse en 1944 el neptunio y el plutonio se comprendió queeran miembros de un grupo análogo al de los lantánidos.Son elementos del periodo 7 que llenan orbitales 5f teniendo las capas 6 y 7 incompletas, porlo que sus propiedades químicas son muy parecidas entre sí y a las de los lantánidos, salvoque presentan mayor número de estados de oxidación, pues los electrones 5f están másalejados del núcleo.Son raros, excepto torio y uranio. Sólo se encuentran en la naturaleza actinio, torio,protactinio, uranio, neptunio, plutonio y americio en los minerales de uranio como miembrosde las series de desintegración. El torio, además, se encuentra junto a los lantánidos en lasarenas monacíticas.Son metales blanco plateados, reactivos que se oxidan rápidamente en contacto con el aire.Reaccionan con el agua y los ácidos desprendiendo hidrógeno. También lo hacen fácilmentecon el hidrógeno, cloro, oxígeno y nitrógeno presentado diferentes estados de oxidación,aunque +3 es común a todos ellos. La basicidad de los trihidróxidos disminuye al aumentar elnúmero atómico.Todos son radiactivos, aunque los primeros miembros del grupo tienen períodos desemidesintegración bastante grandes.Prof. Martín Ponce. Página 33
  • 34. CARACTERÍSTICAS DE PERIODOS EJEMPLOS Y FAMILIAS PERIODOS Y GRUPOSLa tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnasverticales que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad de representación, aparecendos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en elsexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.Los grupos con mayor número de elementos, los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, seconocen como grupos principales, los grupos del 3 al 12 están formados por los llamadoselementos de transición y los elementos que aparecen aparte se conocen como elementos detransición interna. Los elementos de la primera fila de elementos de transición interna sedenominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la segunda fila son actínidos.Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos de la tabla periódica hasta el uranio, seencuentran en la naturaleza. Los elementos transuránidos, así como el tecnecio y el prometio,son elementos artificiales, que no se hallan en la naturaleza, y han sido obtenidos por elhombre.El número de elementos de cada periodo no es fijo. Así, el primer periodo consta de doselementos (hidrógeno y helio), los periodos segundo y tercero tienen cada uno ochoelementos, el cuarto y el quinto dieciocho, el sexto treinta y dos y el séptimo, aunque deberíatener treinta y dos elementos aún no se han fabricado todos, desconociéndose 3 de ellos y deotros muchos no se conocen sus propiedades.Prof. Martín Ponce. Página 34
  • 35. PERIODO 1 (2 elementos)PERIODO 3 (8 elementos)PERIODO 4 (18 elementos)PERIODO 6 (32 elementos)Prof. Martín Ponce. Página 35
  • 36. Cuando se descubrió la ordenación periódica de los elementos, se realizó de forma que elementos con propiedades químicas similares cayeran en la misma vertical, en el mismo grupo, de forma que algunas propiedades, que dependen más o menos directamente del tamaño del átomo, aumentaran o decrecieran regularmente al bajar en el grupo (afinidad electrónica, potencial de ionización, electronegatividad, radio atómico o volumen atómico). De esta forma, conocer la tabla periódica significa conocer las propiedades de los elementos y sus compuestos: valencia, óxidos que forma, propiedades de los óxidos, carácter metálico, etc. El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, con periodos de distintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que una configuración especialmente estable es aquella en la que el elemento tiene en su última capa, la capa de valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en los orbitales p, de forma que los orbitales s y p están completos. En un grupo, los elementos tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia. Así, conocida la configuración electrónica de un elemento sabemos su situación en la tabla y, a la inversa, conociendo su situación en la tabla sabemos su configuración electrónica. Los primeros dos grupos están completando orbitales s, el correspondiente a la capa que indica el periodo. Así, el rubidio, en el quinto periodo, tendrá es su capa de valencia la configuración 5s1, mientras que el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración 6s2. Los grupos 3 a 12 completan los orbitales d de la capa anterior a la capa de valencia, de forma que hierro y cobalto, en el periodo cuarto, tendrán las configuraciones 3d64s2 y 3d74s2, en la que la capa de valencia no se modifica pero sí la capa anterior. Los grupos 13 a 18 completan los orbitales p de la capa de valencia. Finalmente, en los elementos de transición interna, los elementos completan los orbitales f de su antepenúltima capa. Así podemos saber, que para un periodo N, la configuración de un elemento será:Grupos 1 y 2 Elemento de transición Grupos 13 a 18 Elementos de transición internaNsx (N -1)dx Ns2 (N -1)d10 Ns2px (N -2)fx (N -1)d0 Ns2 Prof. Martín Ponce. Página 36
  • 37. ELECTRONES DE VALENCIALos electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía de determinado átomo sonllamados electrones de valencia. Son los que posibilitan la reacción de un átomo con otro, delmismo elemento o de elementos diferentes, ya que tienen facilidad o predisposición paraparticipar en los enlaces. Sólo los electrones que se encuentran en la superficie externa delátomo son capaces de interactuar con electrones de otro átomo, éstos son los electrones devalencia.Los enlaces formados pueden ser del tipo iónico, covalente o de traslape de orbitales. En elenlace iónico los electrones de valencia son cedidos por un átomo y ganados por el que tienemayor afinidad por los mismos. Pongamos por ejemplo el átomo de sodio, que tiene un soloelectrón de valencia, y lo pierde con facilidad. Frente a un átomo de cloro, el cual tiene sieteelectrones de valencia y predisposición a ganar uno más y completar ocho electrones (regladel octeto) el sodio cederá el suyo, formándose un enlace iónico.En el enlace covalente, los electrones de valencia no son cedidos ni ganados, sino que secomparten. Supongamos dos átomos de hidrógeno. Cada átomo tiene un electrón de valenciaen su orbital 1s, necesitando ambos un electrón más para completar el orbital. Entonces, alreaccionar entre ellos, los orbitales 1s de ambos se solapan y los átomos pasan a compartirlos electrones, y así completar los dos su orbital, formándose la molécula H2.En los átomos que presentan varios electrones de valencia, se podrán observar varios enlaces,con el mismo átomo o con átomos distintos.Los símbolos de Lewis o símbolos de electrón punto son una manera muy sencilla derepresentar los electrones de valencia de un átomo y de visualizar los que participan enenlaces y los que quedan solitarios. En este tipo de representación observamos el símboloquímico del elemento rodeado de un cierto número de puntos, que representan los electronesde valencia. El símbolo químico representaría el núcleo del átomo y los electrones internos.El par de electrones compartidos brinda a cada átomo de hidrógeno dos electronesadquiriendo la configuración electrónica externa del gas noble helio.Una estructura de Lewis es la representación de un enlace covalente, donde el par deelectrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos entre átomos. Loselectrones de valencia que no participan del enlace se representan como puntos alrededor delátomo correspondiente. Solo se representan los electrones de valencia.Prof. Martín Ponce. Página 37
  • 38. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOSDENSIDADLa densidad de un elemento indica el grado de empaquetamiento de sus átomos. Se da enkilogramos por metro cúbico. Por ejemplo, el magnesio (Mg) tiene una densidad a 293 K(20ºC) de 1738 kg/m3. Esto significa que un trozo de magnesio de forma cúbica, dedimensiones de 1 x 1 x 1 m, a temperatura ambiente (293 K), tendrá una masa de 1783kilogramos. Cuanto mayor es la densidad, más pesado es el elemento. La densidades se dande la siguiente forma:- En las hojas se dan a 20ºC o 25ºC (sólidos y líquidos) y 0ºC (gases).- En las tablas se toman a 20ºC (sólidos y líquidos) y 0ºC (gases, salvo excepciones).- En las gráficas se han dado a 20ºC (sólidos y líquidos) y en el punto de ebullición de suslíquidos (gases).Se dan tablas y gráficas para ver la variación de esta propiedad periódica.VOLUMEN ATÓMICOVolumen que ocupa un mol de átomos de un elemento. Se ha determinado dividiendo la masamolar (g/mol) por la densidad (g/cm3) a 20ºC (sólidos y líquidos) o en el punto de ebullición(gases). Se dan tablas y gráficos para ver la variación de esta propiedad periódica. Lasgráficas indican que los elementos del mismo grupo ocupan lugares análogos en las mismas,siendo los alcalinos los que están en los puntos más altos y los metales de transición, en losmínimos.PUNTO DE FUSIÓNEl punto de fusión de cualquier elemento es la temperatura a la cual el elemento cambia deestado sólido a líquido o al contrario. Esta magnitud se puede emplear para cualquiersustancia, aunque no sea un elemento, como, por ejemplo, el agua. El agua congela(solidifica) y el hielo funde a 0ºC; por tanto el punto de fusión del agua es 0ºC (273 K). Elpunto de fusión de una sustancia es también el punto de congelación.Se expresa en grados Celsius (ºC) en las hojas de los elementos y en Kelvin (K) en las tablas ygráficos. Para obtener las temperaturas absolutas se ha empleado la expresión: T(K) = t(ºC) +273. Los valores exactos se obtienen empleando 273,15.Se da una tabla de estado físico de los elementos a 293 K y tablas y gráficos que muestran lavariación de esta propiedad periódica.Prof. Martín Ponce. Página 38
  • 39. POTENCIAL DE IONIZACIÓNLa primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomoen estado gaseoso y transformarlo en un ion monopositivo. Se ha expresado en kJ/mol.Valores altos indican carácter no metálico del elemento.Los factores de que depende el potencial de ionización son:La distancia al núcleo del electrón que se pierde. En general, la energía de ionización de unátomo depende del tipo de orbital situado en el nivel más externo en que se encuentre elelectrón que se trata de arrancar, decreciendo en el orden s > p > d > f : cuesta más arrancarelectrones de s que de f para un mismo nivel energético.La carga del núcleoEl efecto pantalla de los electrones subyacentesLa proximidad de la estructura externa del átomo a la de los gases nobles (s2p6)Se dan tablas y gráficos de la primera energía de ionización de los elementos.La segunda y siguientes energías de ionización se definen de la misma manera pero partiendodel ion monopositivo gaseoso, dipositivo, etc. Siempre son mayores que la primera: cuantosmás electrones se han arrancado más cuesta arrancar el siguiente. El orden de energías deionización de un elemento sería: 1ª < 2ª <3º <4ª<....AFINIDAD ELECTRÓNICAEs la energía que suministrada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta unelectrón y se transforma en un ion negativo. Es una magnitud difícil de medir y en muchoscasos no se conoce el valor exacto. Los valores positivos indican que cuando el átomogaseoso gana un electrón se desprende energía. Los valores negativos indican que hay quesuministrar energía para que el átomo gaseoso gane el electrón. Se ha expresado en kJ/mol.Valores altos indican carácter no metálico del elemento.Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y electronegatividad.Los valores de las segundas afinidades electrónicas son negativas para el grupo 17(halógenos, pues supone empezar llenar una nueva capa) y grupo 16: oxígeno (-844 kJ/mol) yazufre (-532 kJ/mol), a pesar de llenar la última capa y es debido a la repulsión entre loselectrones ya existentes. En el caso del oxígeno, la energía global por ganancia de los doselectrones para transformarse en O-2 es de -703 kJ/mol. Esta energía la obtiene el oxígeno enlas reacciones en que participa y el ion O-2 (óxido) es bastante corriente (óxidos metálicos).Se dan tablas y gráficos de la afinidad electrónica de los elementos.ELECTRONEGATIVIDADProf. Martín Ponce. Página 39
  • 40. Definida por vez primera por Linus Pauling; aquí se usa su escala. Es la tendencia que tieneun átomo de atraer hacia sí los electrones de su enlace con otro átomo. La diferencia deelectronegatividades entre los átomos que se unen, puede servir para establecer el tipo deenlace entre ellos. Está relacionada con la afinidad electrónica y la energía de ionización delelemento, de forma que si el elemento tiene altos valores de ambas, tiene también altaelectronegatividad y es no metal. Estos valores más altos se encuentran en la parte superiorderecha del Sistema Periódico. Los valores más bajos se encuentran en la parte inferiorizquierda.Se dan tablas y gráficos de electronegatividades de los elementos.Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y la afinidad electrónicaVALENCIA MÁXIMA POSITIVA (NOX)El número de protones de cualquier átomo es igual que su número atómico. Si los átomos sonneutros, puesto que el protón tiene una carga positiva y el electrón una negativa, deben poseerel mismo número de protones y de electrones. Una partícula que no sea neutra es un ion.Puesto que el número de protones no puede cambiar, los iones se forman al variar el númerode electrones: por ganancia (aniones: iones negativos) o pérdida (cationes: iones positivos).PESO ATÓMICOPESO ATÓMICO RELATIVOLa masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionado amasa atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica), la media ponderada de lasmasas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados en una muestraparticular, ponderados por abundancia isotópica.[4] Esto es usado frecuentemente comosinónimo para peso atómico relativo, y no es incorrecto hacer así, dado que los pesosatómicos estándar son masas atómicas relativas, aunque es menos específico. La masaatómica relativa también se refiere a ambientes no terrestres y ambientes terrestres altamenteespecíficos que se desvían de la media o tienen diferentes certidumbres (número de cifrassignificativas) que los pesos atómicos estándar.Prof. Martín Ponce. Página 40
  • 41. Prof. Martín Ponce. Página 41
  • 42. Prof. Martín Ponce. Página 42
  • 43. Prof. Martín Ponce. Página 43
  • 44. Prof. Martín Ponce. Página 44
  • 45. Prof. Martín Ponce. Página 45
  • 46. Radio AtómicoEl radio atómico identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo deun átomo. Por medio del radio atómico, es posible determinar el tamaño del átomoEl Radio atómico que es una medida del tamaño atómico decrece a lo largo de un período yaumenta al ir bajando de período (Niveles superiores). La explicación de esto es que el núcleova aumentando de carga para un mismo período por lo que los electrones son más fuertementeatraídos hacia el núcleo. El radio atómico aumenta al añadir un nuevo nivel de energía.La distancia de los electrones más externos al núcleo.Prof. Martín Ponce. Página 46
  • 47. Esta distancia se mide en Angstrom (A=10-8), dentro de un grupo Sistema periódico, amedida que aumenta el número atómico de los miembros de una familia aumenta la densidad,ya que la masa atómica crece más que el volumen atómico.. Energía de IonizaciónSe conoce como primera energía de ionización a la energía necesaria para separar el electrónmás externo de un átomo neutro en estado gaseoso sin proporcionarle energía cinética.Según esta definición, E.I. dependerá de tres factores: la distancia del electrón al núcleo, lacarga nuclear y el efecto pantalla.Emplea el método de Slater para calcular las afinidades electrónicas de los elementos delsegundo período y compara sus resultados con los experimentales de la tabla 9.5 delCruz,Chamizo & Garritz (Mr. Profe & Jefe). ¿Qué puedes comentar al respecto?La variación de la energía de ionización se explica a continuación:Dentro de un mismo grupo la E.I. disminuye de arriba a abajo. Esto se debe a que conformedescendemos en la tabla periódica los átomos tienen más electrones, lo cual disminuye laatracción sobre el electrón más externo (efecto pantalla).En un mismo periodo la E.I. aumenta de izquierda a derecha. Este comportamiento se explicadebido a que conforme avanzamos de izquierda a derecha, el electrón externo del átomo estámenos alejado del núcleo y por tanto la fuerza con la cual es atraído aumenta. (Distancia alnúcleo, radio atómico).Una regla empírica que relaciona en forma aproximada los valores dealtas energías de ionización sucesivas de electrones que ocupan la misma capa atómica es In =(n+1)/n * I(n-1) Utilizando el dato experimental de I3, estima con ella el valor de I4 paraestaño, antimonio, telurio y yodo, y discute su validez.Prof. Martín Ponce. Página 47
  • 48. Electro-AfinidadEnergía desprendida por un ion gaseoso que recibe un electrón y pasa a átomos gaseosos, esigual el valor al potencial de ionización y disminuye al aumentar el número atómico de losmiembros de una familia. La electronegatividad es la tendencia de un átomo a captarelectrones. En una familia disminuye con el númeroatómico y en un período aumenta con el número atómico.Otra definición sería que el cambio de Energía Asociado con el proceso con el cual unelectrón se agrega a un átomo gaseoso en estado fundamental.Electronegatividad: Medida de la capacidad relativa de un átomo en una molécula para atraerelectrones hacia él mismo. ElectronegatividadLa electronegatividad es la capacidad que tienen los elementos de atraer hacia sí loselectrones de enlace.La electronegatividad varía de la siguiente forma:Para un mismo grupo la electronegatividad disminuye de arriba hacia abajo.En un mismo periodo la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha.Una de las aplicaciones de la electronegatividad es el cálculo del carácter iónico de un enlace.Esto se hace con la fórmula de Pauling:Con esta ecuación se puede saber que tan iónico es un enlace guiándonos por la siguienteescala: diferencia de % de carácter iónico electronegatividades 0 0 covalentes puros covalentes 0.3 2.2 polares 0.9 18.33 1.5 43.02 1.8 55.51 iónicos 2.7 83.84 3.3 93.40Prof. Martín Ponce. Página 48
  • 49. Uniones QuímicasSeguro habrás visto que un trozo de metal se oxida en contacto con el aire o cuando acercásun fósforo encendido a un papel, este arde.¿Por qué sucede esto?¿Porqué se unen los átomos?¿Cómo se unen los átomos?Estas preguntas fueron planteadas por varios científicos. Uno de ellos Gilbert Lewis, encontróuna respuesta probable que más adelante la transformó en teoría. La teoría del Octeto de Lewis:Los átomos se unen a través de los electrones del último nivel.Lewis, estudiando la configuración electrónica del último nivel de los átomos de loselementos, observó que un grupo de ellos no se combinaban con otros átomos, es decir quepermanecían inertes, no presentando actividad química.Lewis al estudiarlos observó que todos ellos tienen 8 electrones en el último nivel deenergía. A estos gases que no presentan actividad química los llamó Gases inertes porqueson estables químicamente.Llegó entonces a la siguiente conclusión : Los átomos se unen para alcanzar estabilidad. La alcanzan cuando llegan a tener 8 electrones en el último nivel de energía como sucede en los gases inertes.Prof. Martín Ponce. Página 49
  • 50. Los átomos se pueden clasificar en: Si se une un metal Si se unen no metales Si se unen metales con un no metal. entre si. entre si.Vamos a ver cada una de estas uniones.Comenzamos por: La unión iónicaSe llama así a la unión entre un metal y un no metal. Los metales al ponerse en contactocon un no metal tienen la tendencia a ceder electrones (todos los que tenga en el últimonivel).Los no metales tienen tendencia a recibir electrones (todos los que necesite para alcanzar atener 8 electrones en el último nivel).Recordá que la cantidad de electrones (partículas con carga negativa) y de protones (partículascon carga positivas) son iguales, por lo tanto si un metal pierde electrones, es decir, cargasnegativas, queda con exceso de cargas positivas y si el no metal recibe electrones, es decir,cargas negativas, queda con exceso de cargas negativas.Ya no son átomos, porque al no ser neutros se transforman en iones.Es decir un ion es un átomo cargado eléctricamente. (Ver paginas anteriores)Prof. Martín Ponce. Página 50
  • 51. La unión iónica se produce por atracción entre cargas opuestas. Es decir poratracción electroestática entre un catión y un anión. En este caso no se formauna molécula sino un cristal.Veamos un ejemplo:La unión entre el sodio y el cloro para formar un cristal de cloruro de sodio.Buscá en la tabla periódica al sodio, verás que está ubicado en el grupo 1A período 3 por lotanto es un metal. Tiene número atómico 11 por lo tanto sus electrones tienen la siguienteconfiguración 1s2 2s2 2p6 3s1.En el último nivel de energía tiene 1 electrón.Una ayudita:Fijáte en la tabla que también está la configuración electrónica por niveles, en este caso dice:2-8-1Ahora buscá al cloro que se encuentra en el grupo 7A período 3, por lo tanto es un no metal.Tiene número atómico 17 por lo tanto su configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 .Fijate en la tabla la configuración electrónica por niveles 2-8-7.El sodio tiene 1 electrón en el último nivel y el cloro tiene 7 electrones. El sodio le cede suúnico electrón del último nivel al cloro para que pueda completar su último nivel de energíacon 8 electrones. El sodio al perder el electrón queda con 8 electrones del nivel anterior. Deesta manera el sodio queda cargado positivamente (por eso se dice que los metales sonelectropositivos) y el cloro queda cargado negativamente (es decir que es un elementoelectronegativo).Prof. Martín Ponce. Página 51
  • 52. Veámoslo graficado: El SODIO le cede el electrón de su último nivel al CLORO. El CLORO tiene ahora un electrón más en su último nivel. El SODIO queda con solamente dos niveles. Como lo muestra el ejemplo los electrones que intervienen en las uniones químicas son los del último nivel. Por lo tanto, para abreviar, sólo trabajaremos con este último nivel, con cada átomo que tengamos que unir. estructura de Lewis del cloruro de sodio.Prof. Martín Ponce. Página 52
  • 53. Otro ejemplo: la unión del cloro y del magnesio para formar un cristal de cloruro demagnesio: estructura de Lewis delcloruro de magnesio.Fijate que en este caso el magnesio tiene dos electrones para ceder y el cloro solo puederecibir un solo electrón porque tiene 7 en último nivel. Entonces se van a necesitar dos átomosde cloro para que el magnesio pueda ceder sus electrones.Aclaración: la estructura de Lewis es colocar con puntos o cruces los electrones del últimonivel, para representar la unión química. Los electrones se colocan de a dos (arriba, abajo y aambos costados). Propiedades de los Compuestos QuimicosAlgunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son: Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico. Altos puntos de fusión y de ebullición. Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I, II y III y los no metales de los grupos IV , V ,VI y VII. Son solubles en disolventes polares y aún así es muy baja. Una vez fundidos, o en solución acuosa, sí conducen la electricidad. En estado sólido no conducen la electricidad.Prof. Martín Ponce. Página 53
  • 54. Un poco mas de ENLACES QUÍMICOSLa estructura de la corteza de los átomos, de forma especial la de la última capa, determinacomo se unen entre si los átomos para formar estructuras más estables dando lugar a loscompuestos químicos.Existen varias estructuras estables pero para la formación de los compuestos químicos másfrecuentes en la naturaleza se podría considerar que la estructura estable es la que correspondea los elementos de la columna 18 de la tabla periódica, también llamados por su estabilidadgases nobles, que se caracterizan por tener 8 electrones en la última capa, salvo el helio que PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS SEGÚN SU ENLACELas propiedades de las sustancia a las que dan lugar se pueden recordar pensando en lascaracterísticas de sustancias que se conocen de la vida corriente.Prof. Martín Ponce. Página 54
  • 55. A continuación veremos algunos ejemplos mása) Cloruro de potasio KClb) Cloruro de calcio CaCl2c) Sulfuro de sodio Na2 Sd) Óxido de calcio CaOe) Óxido de litio Li2Of) Óxido de aluminio Al2O3Prof. Martín Ponce. Página 55
  • 56. Diagrama de puntos LewisPara reforzarLos científicos, después de distintos estudios, llegaron a la conclusión de que los átomos seunen para alcanzar un estado de mayor estabilidad, que si estuviesen separados.Se sabe, por la regla del octeto, que ese estado de estabilidad se da teniendo en su último nivelcompleto, independientemente de cuál sea este.Si los átomos están unidos en forma estable, las sustancias que forman también serán estables,y por lo tanto no tienen la tendencia de reaccionar químicamente de manera espontánea, esdecir sus átomos no tienden a separarse para formar otras sustancias diferentes, a menos quese provoque esa separación.Prof. Martín Ponce. Página 56
  • 57. Unión química:Es una fuerza qué actúa entre 2 átomos o grupo de átomos, con intensidad suficiente comopara mantenerlos juntos.Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tiposfundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico.Unión iónicaEste tipo de enlace ocurre entre átomos de elementos cuya diferencia de electronegatividad esnotable, y además hay una transferencia completa de electrones desde un átomo a otro conformación de cationes y aniones; se establece entre átomos de elementos pocoelectronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de loselementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y se suele producir entre un no metal(electronegativo) y un metal (electropositivo).Experimentalmente se ha determinado que con una diferencia de electronegatividades igual omayor a 2, las uniones que se dan son predominantemente iónicas.Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización sonmuy importantes, ya que los dos han conseguido la configuración externa correspondiente alos gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica,cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los ionesformados en una red cristalina.Ejemplo:En el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedofundamental alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis ionesNa+ y recíprocamente. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomode sodio al átomo de cloro.Prof. Martín Ponce. Página 57
  • 58. Procesos de oxidación y reducciónEn la formación de iones, hay una transferencia de un átomo a otro de electrones, en formasimultánea, tanto el que cede como el que capta es para llegar a estabilizarse. A estos procesosse los denomina oxidación y reducción.• Oxidación: es cuando un átomo pierde electrones, y se convierte en un ión positivo o catión.Se dice que se oxida.• Reducción: es cuando un átomo capta electrones, y se convierte en un ión negativo o anión.Se dice que se reduce.Propiedades de las sustancias iónicasDebido al modelo de esta unión, podemos explicar muy bien las propiedades de estassustancias: conductividad eléctrica, estado de agregación, y la solubilidad.• Conductividad eléctrica: estas sustancias son buenas conductoras de corriente eléctrica, siestán fundidas o disueltas en agua, ya que de esta forma los iones tendrán posibilidad dedesplazarse. Ahora estas mismas sustancias en estado sólido, no conducen la electricidad, yaque los iones ocupan posiciones fijas, y por lo tanto no se pueden desplazarse.• Estado de agregación: este depende de la temperatura a la que se encuentran. A temperaturaambiente, son sólidas y las fuerzas de atracción entre ellas es muy fuerte (carga eléctricaopuesta entre las partículas). Ahora para cambiar de estado (de sólido a líquido), es necesarioentregar mucha energía para poder vencer estas fuerzas y lograr la fusión, y si queremoslograr la vaporización, debemos entregar mucha más energía. En el caso de estas sustancias,sus puntos de fusión están por encima de los 800ºC, y los puntos de ebullición superan los1.500ºC.• Solubilidad: debido a las distintas observaciones que se fueron haciendo, se noto, porejemplo, que el aceite no se disuelve en agua pero el alcohol sí, y que el aceite sí se disuelveen el querosén, pero el alcohol no. Por estas conclusiones, se clasifican a los líquidos en dosgrandes grupos: los que se disuelven en agua y los que se disuelven en solventes orgánicos.Para que las sustancias formen una solución, debe haber atracción entre sus partículas, deforma tal que se entremezclen íntimamente; los químicos lo nombran como afinidad química.Prof. Martín Ponce. Página 58
  • 59. Unión covalenteHay sustancias que no son buenas conductoras de corriente eléctrica en ninguna circunstancia, pero que se unen entre sí. A este tipo de unión se la llama covalente. Este tipo de unión se da entre sustancias simples, en donde los átomos tienen la misma energía de ionización y la misma energía de unión electrónica, lo que implica que no hay ninguna razón para esperaruna transferencia de electrones de un átomo a otro. En este tipo de unión se puede comprobarexperimentalmente que los electrones están distribuidos simétricamente entre los dos núcleos. Hay dos tipos de uniones o enlaces covalentes: • Enlace covalente común • Enlace covalente dativo Enlace covalente comúnEs el tipo de unión entre 2 átomos en la cual el par de electrones que se comparte estácompuesto por un electrón de cada uno de los átomos. Esta unión se puede dar entre átomosde un mismo elemento (unión homonuclear) o entre átomos de elementos diferentes (uniónheteronuclear). Por otra parte, dos átomos pueden compartir uno o más pares de electrones,dando lugar a uniones covalentes simples, dobles o triples.Ejemplos: Enlace covalente dativoEs la unión que se da entre dos átomos de dos elementos, donde solamente uno es el queaporta el par de electrones.Vamos a explicar este tipo de unión a través de un ejemplo:Hay dos sustancias formadas por los elementos oxígeno y azufre: una formada por 2 átomosde oxígeno y una de azufre y otra, con tres átomos de oxígeno y uno de azufre. Si analizamoslas C.E. de estos elementos se podría suponer, en principio, que se unen en una relación de 1 a1, compartiendo dos pares de electrones. Pero de acuerdo a las moléculas que se conocen,formadas de diferente cantidad de átomos de oxígeno pero igual cantidad de azufre, se pudodeducir que, cuando un átomo completa su octeto, puede formar más uniones con otrosátomos sin que éstos aporten ningún electrón. O sea, que el átomo que ya tiene su octetocompleto y se lo denomina átomo central, porque a él se unen los otros, es el que aporta losdos electrones que forman cada unión.Prof. Martín Ponce. Página 59
  • 60. Polaridad del enlace covalente Cuando los átomos que se unen son diferentes, los electrones que se comparten se acercan hacia el átomo más electronegativo. Por esto se establece una zona con mayor densidad de carga negativa por la mayor concentración de electrones y otra zona con mayor densidad de carga positiva, por la carencia de electrones. A este tipo de enlace se lo denomina enlace covalente polar, ya que se establece un dipolo, o sea dos polos. Como las propiedades de las sustancias (estado de agregación o solubilidad) están relacionadas con la forma en que se unen los átomos, por ende, con la fuerza con la que estos atraen los electrones compartidos. Uniones puente de hidrógenoEste tipo de unión se da entre moléculas que son polares y que además contienen átomos dehidrógeno. Se produce entre el átomo de hidrógeno de una molécula con un átomo muyelectronegativo de una molécula vecina. Cuanto mayor sea la diferencia deelectronegatividades entre el hidrógeno y el átomo, más fuerte será la unión. CONTINUARA……..Prof. Martín Ponce. Página 60
  • 61. Glosario Número Atómico (Z): Es el número de protones que contiene un átomo en su núcleo. Masa Atómica: Es la masa de un átomo. Se expresa en unidades de masa atómica (La unidad de masa atómica es la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12). Período: Es cada una de las filas del sistema periódico. Representa el número de capas que se están llenando o están llenas de electrones. Grupo: Es cada una de las columnas del sistema periódico. En cada grupo se encuentran elementos de propiedades parecidas. Todos los elementos de un mismo grupo se caracterizan por poseer la misma distribución electrónica en la última capa o capa de valencia. Bloque: Es un conjunto de elementos caracterizados por estar ocupando un orbital con electrones. Existen 4 bloques: s, p, d, f, según se estén ocupando orbitales s, p, d o f, respectivamente, con electrones. Valencia: Se define como valencia de un elemento el número de átomos de hidrógeno que pueden unirse con un átomo del mismo o ser sustituidos por él. Configuración electrónica: Indica cómo se distribuyen los electrones en los orbitales atómicos. Para ello, los electrones van ocupando los orbitales en orden creciente de energía. Radio Atómico: El radio atómico es la distancia que existe entre el centro del átomo y la corteza (suponiendo al átomo como una esfera rígida). Se determina por medidas de longitudes de enlace entre dos átomos. Es, en realidad, el valor medio de los datos de diversas moléculas que contiene al átomo en estudio.Prof. Martín Ponce. Página 61
  • 62. Radio Iónico: Es el radio de un átomo que se encuentra en una red iónica. Dicho átomo poseerá carga positiva o negativa, llamándose ion. Radio Covalente: Es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos del mismo elemento unidos por enlace covalente. Energía de Ionización: Es la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo de un elemento que se encuentra en estado gaseoso, se forma un catión: X(g) (+ Ei) = X+(g) + e-. Electronegatividad: La electronegatividad mide la menor o mayor atracción (y, por tanto, desplazamiento) que un átomo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo. se caracteriza mediante un número, que fue asignado por Linus Pauling. Afinidad Electrónica: Es la energía que se desprende cuando un átomo de un elemento en estado gaseoso capta un electrón, formándose un anión: X(g) + e- = X- (g) (+AE). Densidad: Es la relación que existe entre la masa y el volumen de un cuerpo. Se define como el cociente entre la masa y el volumen que ocupa dicha masa. d = m / V. Punto de Fusión: Temperatura a la cual una sustancia cambia del estado sólido al estado líquido o viceversa. Es un valor constante y una propiedad característica de cada sustancia. Punto de Ebullición: Temperatura a la cual una sustancia cambia del estado líquido al estado gaseoso o viceversa. Es un valor constante y una propiedad característica de cada sustancia. Volumen Atómico: El Volumen Atómico es la relación que existe entre la masa de un mol de átomos del elemento y su densidad. Representa el volumen ocupado por un mol de átomos (6,023·1023 átomos) del elemento.Prof. Martín Ponce. Página 62