Reporte de química 4

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Reporte de química 4

  1. 1. Reporte de Química<br />De la semana 7-11<br />Titulo: Unida #2<br />Autor: Jhon L. Estrella Avila Fecha: 14-06-2010<br />Paralelo: 60 Aula: Ba22<br />1.-Introducción.<br />*La moderna ley periódica y el número atómico. <br /> <br />En el presente siglo se descubrió que las propiedades de los elementos no son función periódica de los pesos atómicos, sino que varían periódicamente con sus números atómicos o carga nuclear. He aquí la verdadera Ley periódica moderna por la cual se rige el nuevo sistema: " Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos" Modernamente, el sistema periódico se representa alargándolo en sentido horizontal lo suficiente para que los períodos de 18 elementos formen una sola serie. Con ello desaparecen las perturbaciones producidas por los grupos secundarios. El sistema periódico largo es el más aceptado; la clasificación de Werner, permite apreciar con más facilidad la periodicidad de las propiedades de los elementos. Numero Atómico.- En química, el número atómico es el número entero positivo que es igual al número total de protones en el núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número). El número atómico es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear.<br />4105910132080*La estructura electrónica de los átomos y la ley periódica.<br /> <br />La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnas verticales que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad de representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.<br />1714524765<br /> 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.<br />410591013970Los 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. <br /> 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:<br />Grupos 1 y 2Elemento de transiciónGrupos 13 a 18Elementos de transición internaNsx(N -1)dx Ns2(N -1)d10 Ns2px(N -2)fx (N -1)d0 Ns2<br />*La tabla periódica. <br />La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos, conforme a sus propiedades y características.<br />Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos<br />*Metales y no metales. <br /> <br /> Metales.-La mayor parte de los elementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos a los metales. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar alambres). Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio (punto de fusión =-39 ºC), que es un líquido. Dos metales se funden ligeramente arriba de la temperatura ambiente: el cesio a 28.4 ºC y el galio a 29.8 ºC. En el otro extremo, muchos metales se funden a temperaturas muy altas. Por ejemplo, el cromo se funde a 1900 ºC.<br />Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto se oxidan (pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas. Los metales comunes tienen una relativa facilidad de oxidación. Muchos metales se oxidan con diversas sustancias comunes, incluidos 02 Y los ácidos.<br />Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad. Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,....<br /> No metales.- Los no metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 3570 ºC). Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En esta lista están incluidos cinco gases (H2, N2, 02, F2 y C12), un líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro.<br />Comparación DE LOS METALES Y NO METALES<br />Metalesno metalesTienen un lustre brillante; diversos colores, pero casi todos son plateados.Los sólidos son maleables y dúctilesBuenos conductores del calor y la electricidadCasi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos.Tienden a formar cationes en solución acuosa.Las capas externas contienen poco electrones habitualmente tres o menos.No tienen lustre; diversos colores.Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos.Malos conductores del calor y la electricidadLa mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidasTienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa.Las capas externas contienen cuatro o más electrones*.<br />Excepto hidrógeno y helio<br />*Radio atómico.<br />Es la distancia de los electrones más externos al núcleo. Esta distancia se mide en Angstrom (A=10-8), dentro de un grupo Sistema periódico, a medida 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. <br />*Radio iónico.<br />295084549530El radio iónico es, al igual que el radio atómico, la distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo, pero haciendo referencia no al átomo, sino al ion. Se suele medir en picómetros (1 pm=10-12m) o Angstroms (1 Å=10-10 m). Éste va aumentando en la tabla de derecha a izquierda por los periodos y de arriba hacia abajo por los grupos.<br />En el caso de cationes, la ausencia de uno o varios electrones disminuye la fuerza eléctrica de repulsión mutua entre los electrones restantes, provocando el acercamiento de los mismos entre sí y al núcleo positivo del átomo del que resulta un radio iónico menor que el atómico.<br />En el caso de los aniones, el fenómeno es el contrario, el exceso de carga eléctrica negativa obliga a los electrones a alejarse unos de otros para restablecer el equilibrio de fuerzas eléctricas, de modo que el radio iónico es mayor que el atómico.<br /> <br />*Potencial de ionización. <br />La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso. La reacción puede expresarse de la siguiente forma:<br />El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltio, Julios o en kilo Julios por mol (kJ/mol).<br />En los elementos de una misma familia o grupo el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.<br /> <br />*Afinidad electrónica. <br />La electroafinidad, energía desprendida por un ion gaseoso que recibe un electrón y pasa a átomos gaseosos, es igual el valor al potencial de ionización y disminuye al aumentar el número atómico de los miembros de una familia. La electronegatividad es la tendencia de un átomo a captar electrones. En una familia disminuye con el número atómico y en un período aumenta con el número atómico.<br />*Electronegatividad. <br />-2603557150La electronegatividad, denotada por el símbolo χ es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula. <br />*La valencia. Reglas del octeto. <br />Ley de las octavas de Newlands.- En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal Collage of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos. Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente. El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas. Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.<br />Ley de las octavas de Newlands1234567Li6,9Na23,0K39,0Be9,0Mg24,3Ca40,0B10,8Al27,0C12,0Si28,1N14,0P31,0O16,0S32,1F19,0Cl35,5<br />2.-Materiales y Métodos.<br />Para el desarrollo de la unidad dos basto con una explicación básica, general y clara para el entendimiento de estos temas aunque no pudimos ver el ultimo ítem de esta unidad, y tuve que investigar haciendo uso del internet y libros que me ayudaran a entender.<br />3.-Resultados y discusiones.<br />Comprensión clara sobre el último ítem (regla de octeto) y que existen otros términos similares a este tema que definen otra cosa.<br />4.-Conclusion.<br />La unidad dos es fácil de aprender y comprender las actitudes y propiedades que adoptan los elementos debido a su ordenamiento en la tabla periódica.<br />5.-Bibliografia.<br />Fundamentos de química, Ralph A. Burns- segunda edición<br />

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