1_PRUEBA_GUIACATEDRA_QUI_123_1_sem_2011

QUIMICA GENERAL

GUIA DE CATEDRA

QUI- 123

1° PRUEBA DE CATEDRA.

Prof. Adriana Toro Rosales.

1° Sem. 2011

QUÍMICA

Es una ciencia que estudia la materia :  Su naturaleza

 Sus propiedades

 Los cambios que en ella se producen

MATERIA : Es todo aquello que nos rodea, que posee masa y que ocupa volumen.

PROPIEDADES, CAMBIOS Y CLASIFICACION DE LA MATERIA

PROPIEDADES DE LA MATERIA

1.

PROPIEDADES FÍSICAS : Son aquellas propiedades que presenta la materia y que al ser observadas

NO CAMBIAN SU COMPOSICIÓN química .

Ej. color , olor ,dureza, constantes físicas ( densidad, pto. de ebullición, de fusión, viscosidad, radio atómico etc.)

2.

PROPIEDADES QUÍMICAS: Son aquellas propiedades que presenta la materia y que al ser observadas

CAMBIAN LA COMPOSICIÓN química. (reactividad química que presenta la materia)

Ej. El metano tiene la propiedad química de reaccionar con oxígeno , según la sgte reacción química: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (v)

SI LAS PROPIEDADES DEPENDEN O NO DE LA MATERIA SE CLASIFICAN EN :

1.

PROPIEDADES EXTENSIVAS: DEPENDEN DE LA MATERIA

Ej. Volumen, propiedades coligativas, energía

2.

PROPIEDADES INTENSIVAS : NO DEPENDEN DE LA MATERIA

Ej. Densidad, pto de ebullición, de fusión etc.

CAMBIOS QUE PRESENTA LA MATERIA:

1. CAMBIO DE ESTADO : Ocurre sin cambio alguno en la composición química. Ej. Cambios de estado de sólido a líquido, líquido a gaseoso .

Cambios de estado de la materia

Sólido

Líquido

Gas

Condensación

Solidificación

Evaporación

Fusión

Sublimación

Deposición

Mezclas Mezclas Homogéneas Mezclas Gaseosas Aire (N₂, O₂) Sustancias Puras Amoniaco NH₃ Agua, H₂O Carbono, C Helio, He Oxígeno, O₂ Agua/etanol Agua/azúcar

2 .CAMBIO QUÍMICO: Para que ocurra un cambio de este tipo se necesita que: a) Se Usen Una o Más Sustancias

b) Se Formen Una o Más Sustancias Nuevas c) Se Absorba o Libere Energía

Ejm. Cuando el Carbono reacciona con el Oxígeno se produce un cambio químico . C (s) + O2 (s) → CO2 (s) reacción que libera energía.

Cuando una sustancia sufre un cambio químico demuestra sus propiedades químicas y por lo general las propiedades físicas se alteran.

PERO ATENCIÓN : Un cambio físico puede sugerir un cambio químico, por ej. un cambio de color, el calentamiento o formación de un sólido al mezclar dos soluciones.

Métodos

físicos

Método

s

químicos

Mezclas: no tienen composición química definida sus componentes no pierden sus propiedades físicas y químicas al

mezclarse.

Mezcla heterogénea:(se distinguen sus partículas) agregación de sustancias en proporciones variables, separación

de componentes por métodos físicos.

Mezcla Homogénea: (no se distinguen sus partículas) agregación desustancias en proporciones variables,

separación de componentes por métodos físicos.

Sustancia: especie homogénea de materia con composición química definida.

Compuestos: se pueden descomponer y elaborar por métodos químicos las proporciones de los constituyentes

guarda una proporción Constante. Ej CO2 , H2SO4 , NaOH ,

Elementos: No se pueden descomponer ni elaborar por métodos químicos.Ej. C , O2 , H2 , S8 , Na ,He

Mezclas Mezclas Homogéneas Mezclas Gaseosas Aire (N₂, O₂) Sustancias Puras Amoniaco NH₃ Agua, H₂O Carbono, C Helio, He Oxígeno, O₂ Agua/etanol Agua/azúcar

Resumen MATERIA

Sustancias puras Mezclas

• Sistema homogéneo de un

solo componente •

Sistema homogéneo o heterogéneo, formado por dos o más componentes

• Composición fija • composición variable

•

no pueden separarse por

medios físicos

•

pueden separarse por métodos físicos

• temperatura constante durante los cambios de estado

• temperatura variable durante los cambios de estado

•

Ejemplos : agua, hierro,

dióxido de carbono

•

Ejemplos : arena, aire (mezcla de gases).

Ejercicios de aplicación.

1.

Indica si los siguientes enunciados corresponden a cambios ó propiedades físicas o químicas de la materia .

a)

El dicromato de potasio K2Cr2O7 es una sal de color anaranjado.

b)

El punto de ebullición del agua (H2O) es 100ºC

c)

Combustión del gas metano (CH4).

d) Fusión del hielo.

e) La densidad del oro es 19,3 g/ml. f) Viscosidad del benceno 0,912 cp

g) El agua se descompone en gas hidrógeno y oxígeno. h) El radio atómico del Pb es 1.75Å

i) Un huevo es hervido hasta quedar duro. j) Quemar un trozo de papel.

2. Indicar cuáles de los siguientes sistemas son mezclas y cuáles son sustancias puras: a) agua salada b) agua y alcohol c) mercurio d) óxido de plata e) bromo líquido f) vino filtrado g) agua con aceite

RESPUESTAS A EJERCICIOS:

1. a), b), e), f), h) Propiedades físicas d) Cambio físico

c), g), i), j) Cambio químico Mezclas Materia Mezclas Heterogéneas Agua y Aceite Mezclas Homogéneas Mezclas Gaseosas Aire (N 2, O2) Sustancias Puras Elementos Compuestos Amoniaco NH₃ Agua, H₂O Carbono, C Helio, He Oxígeno, O₂ aparece en la naturaleza en forma de

ejemplos ejemplos como como que son Tres tipos Mezclas Líquidas como Agua/etanol Agua/azúcar Mezcla sólida como Aleaciones

2. mezclas homogéneas = a), b), f) mezclas heterogéneas = g) sustancia pura elemento = c), e) sustancia pura compuesto = d

PARTICULAS FUNDAMENTALES

El átomo de cada elemento está constituido por:

Partículas

subatómicas Simb. Carga relativa Masa relativa (11H ) Ubicación

Carga eléctrica, Coulomb Masa,g Protones p+ + 1 1 núcleo +1,60x10-19 _1,67x10-24 Neutrones n° 0 1 núcleo 0 1,67x10-24 Electrones e- - 1 1 /1875 exterior -1,60x10-19 _9,11x10-28 En donde :

NÚMERO ATÓMICO = Z = número de protones del núcleo del átomo , y si es un átomo neutro es igual al número de

e- de ese átomo

NÚMERO MÁSICO = A = número de protones + número de neutrones del núcleo Número de neutrones = n° = A – Z

La masa de un átomo de cada elemento es la suma de las masas de los protones, neutrones y electrones. Pero, debido a que la masa de los electrones es muy pequeña comparada con la masa de los protones y neutrones la masa del átomo se concentra prácticamente toda en la masa del núcleo.

La forma correcta de representar a cualquier elemento de la tabla periódica implica indicar tanto Z como A.

A

Z

X

ISOTOPOS: Son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico pero distintos números

másicos; es decir, tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. Los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de varios isótopos, los que tienen distinta masa atómica. 12 6 C isótopo de Carbono-12 (6 p+ , 6 n° , 6 e-)

13

6 C isótopo de Carbono-13 (6 p+ , 7 n° , 6 e-) 14

6 C isótopo de Carbono-14 (6 p+ , 8 n° , 6 e-)

ISÓTOPOS DEL ATOMO DE CARBONO

IÓNES: Son átomos que tienen distinto número de electrones que de protones, siendo, por lo tanto, cargado

eléctricamente. Un ión positivo o cargado positivamente tiene menos electrones que protones y se llama catión. Un ión negativo o cargado negativamente tiene más electrones que protones y se llama anión. Ejemplos:

199

80 Hg 2+ significa que esta especie tiene 80 protones, 119 neutrones y 78 electrones, tratándose por lo tanto de un ión con dos cargas positivas o catión Además se trata del isótopo 199 del mercurio. Su número atómico (Z) es igual a 80 y su número másico (A) es igual a 199.

nota : por cada carga positiva que presente el ión se deberá restar un número igual de e- al átomo neutro.

37

17 Cl - significa que esta especie tiene 17 protones, 20 neutrones y 18 electrones, tratándose por lo tanto de un ión con una carga negativa o anión Además se trata del isótopo 37 del Cloro. Su número atómico (Z) es igual a 17 y su número másico (A) es igual a 37.

Resumen

Ejercicios:

1. Se han encontrado dos átomos en los cuales el número de protones y su número de masa son respectivamente: átomo X ( 6 y 14); átomo Y (7 y 14), ¿Se tratará de isótopos o de iones de un mismo elemento? Sí, no¿Porqué?

2. ¿Cuántos protones, electrones y neutrones se encuentran en los átomos de las siguientes especies? a) 14_{N b)} 90 _{Zr c)} 19 _F- _d) 23 _Na +

7 40 9 11

3. Un isótopo de un elemento metálico tiene número de masa de 65 y 35 neutrones en el núcleo. El catión derivado del isótopo tiene 28 electrones. Escriba el símbolo de este catión.

4.Indica el número de protones y de electrones en cada uno de los siguientes iones:

Iones Na+ _Ca2+ _Al3+ _Fe2+ _I- _F- _S2- _O2- _N3-.

P+

e-Z 11 12 13 26 53 9 16 8 7

número de masa Constituidos fundamentalmente por partículas subat ómicas

Constitución interna de los átomos periferia neutrones electrones ubicados en la _determinan protones número atómico ubicados en núcleo determinan Z se representa se representa A Asigna la identidad del elemento A = p + + nº Z = p+ determinan Config. electrónica

7. En la siguiente tabla se indica el número de electrones, protones y neutrones en los átomos e iones de varios elementos.Indique: a) ¿Cuáles de las especies son neutras? b) ¿Cuáles están cargadas negativamente? e) ¿Cuáles tienen carga positiva?

Átomos o lones de elementos A B C D E F G

Número de electrones 5 10 18 28 36 5 9

Número de protones 5 7 19 30 35 5 9

Número de neutrones 5 7 20 36 46 6 10

Símbolo Nombre

RESPUESTAS PARTICULAS FUNDAMENTALES: 14 14

1 . 6 A 7 B estas especies corresponden a átomos diferentes ya que sus Z son distintos, para ser isótopos deben poseer igual Z pero distinto número másico.

2. Como A z X

Z = p+ _{y solo en un átomo neutro es igual al número de e- , A = p}+ _{+ n° Y n° = A – Z}

En un catión por cada carga positiva que tenga el catión se le resta la misma cantidad en electrones que tendría el átomo neutro. Por el contrario por cada carga negativa que tenga un anión se le suman e-.

especie Z A p+ n° e-14 _N 7 7 14 7 7 7 90 _Zr 40 40 90 40 50 40 19 _F 9 9 19 9 10 10 23 _Na + 11 11 23 11 12 10 3. c)

4. c) se asume que es un átomo neutro luego si tiene 28 e- = 28 p+ = Z , si tiene 31 n° , entonces A = p+ + n° = 28 + 31 = 59 r rta. d)

5. A = 65

n° = 35 esto implica que los p+ y por tanto el Z se pueden obtener de estos dos valores usando las siguientes ecc.

A = p+ + n° luego p+ = A – n° = 65 – 35 = 30 p+ eso indica que Z = 30

Si el catión posee 28 e- entonces la carga del catión se obtiene al restar estos 28 e- de los p+ totales : 30p+ - 28 e- = 2p+ luego la carga de ión es 2+.

Para un Z = 30 la especie química es el Zinc : 65 30 Zn 2+ 6. Iones Na+ _Ca2+ _Al3+ _Fe2+ _I- _F- _S2- _O2- _N3-. P+ 11 12 13 26 53 9 16 8 7 e- 10 10 10 24 54 10 18 10 10

Z 11 12 13 26 53 9 16 8 7 7.

Átomos o lones de elementos A B C D E F G

Número de electrones 5 10 18 28 36 5 9 Número de protones = Z 5 7 19 30 35 5 9 Número de neutrones 5 7 20 36 46 6 10 Símbolo 5 5 B 14 7 N 39 19 K + 66 30 Zn2+ 81 35 Br 6 5 B 19 9 F

Nombre Boro-5 nitruro Potasio+1

Catión potasio

Zinc +2 bromuro Boro-6 Fluor

Debes recordar que p+ = Z luego con esto lo ubicas en la T.P y sabes el símbolo, luego fijandote en el número de e- sabes si es el átomo neutro, recuerda que en estos átomos neutros p+ = e- y puedes indicar su nombre. En este ejercicio los átomos A, F y G son neutros y además A y F son isótopos por eso se indica su símbolo seguido del número de neutrones.

Los otros corresponden a iones .

CONFIGURACION ELECTRÓNICA

Reglas Para Asignar Una Configuracion Electrónica

1.- PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI :

2e- en un átomo no pueden tener el mismo conjunto de 4 números cuánticos. Por lo tanto el nº máx. de e- por orbital es 2

2.- DIAGRAMA DE NIVELES DE ENERGIA :

Para átomos con más de un e- ,la energía queda determinada por los nºs cuánticos n, l,así se pueden establecer los distintos niveles de energía de los orbitales de un átomo.

4p

3d 4s

3s 2p Niveles de E De los orbitales De un átomo 2s polielectrónico con z=7 osea 1s

Los orbitales se llenan de acuerdo a su energía ,principio de AUFBAUF (construcción), este principio establece que la adición de un e- a un átomo este ocupará un nivel de más baja energía disponible; será más atraído por el núcleo. 1s 2s 2p n° de e- _{por subnivel} 3s 3p 3d s = 4s 4p 4d 4f p = 5s 5p 5d 5f d = 6s 6p 6d f =

7s 7p n° de e- _{por cada orbital = 2 e}

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s etc 3.- REGLA DE HUND ( MÁX. MULTIPLICIDAD)

Cuando existen disponibles orbitales de energía idéntica ( orbitales degenerados) por ejemplo p ó d los e- tienden a ocuparlos de uno en uno y no de a pares .

Ejemplo : escribir la configuración electrónica de un elemento cuyo Z=18 (recordar que Ne tiene un Z =10)

Nº e- Conf. Elect. Diagrama de orbitales Kernel

18 e- 1s2 _2s2 _2p6 _3s2 _3p4 1s2 _2s2 _2p6 _3s2 _3p

x2 2py1 2pz1

Ejemplos:

Z=3 Li 1s2 _2s1

Z=4 Be 1s2 _2s2 Z=5 B 1s2 _2s2 _2p1 Z=6 C 1s2 _2s2 _2p2

CONFIGURACIÓN ELECTRONICA CON DIAGRAMA ORBITAL.

La configuración electrónica es una forma de representar convencionalmente la distribución electrónica de cada electrón en los distintos niveles y subniveles de energía en un átomo .Para completar nuestra representación y ver la distribución de los electrones dentro de los orbitales se puede recurrir a los casilleros cuánticos (también denominados diagrama orbital). Observemos un ejemplo:

Configuración electrónica con diagrama de cuadros de orbitales

H: 1s1

El primer número indica el nivel energético 1

Representación del orbital s Con solo 1

e-La letra indica el subnivel energético S

El superíndice indica la cantidad de electrones del subnivel. 1

Tengamos en cuenta que en los orbitales podemos tener como máximo 2 electrones, según el Principio de Pauli. Veamos como denominamos a un par de electrones o cuando hay uno solo por casillero.

Electrones apareados

Electrón desapareado UN EJEMPLO: EL ÁTOMO DE OXÍGENO

¿ Qué debo tener en cuenta si realizo la configuración electrónica para el átomo de oxígeno ? Necesitamos

saber el orden en que se van llenando los distintos subniveles. Los electrones van ocupando los subniveles disponibles en el orden en que aumenta su energía.

La configuración electrónica del átomo de oxígeno resultante es: 8O: 1 s2 2 s2 2 p4

Recuerda la regla de las diagonales

¿Qué debo tener en cuenta para usar los casilleros cuánticos?

Para representar la configuración electrónica de cualquier átomo mediante casilleros cuánticos O DIAGRAMA DE ORBITALES debo tener presente la REGLA DE HUND.

3 px2 3 py2 3 pz 1

Regla de Hund: En un mismo subnivel, los electrones no se aparean hasta que no haya un electrón en cada

orbital.

EJERCICIOS

1.Escriba el número máximo de electrones que se puede localizar en cada uno de los siguientes sitios: a)un orbital b) el subnivel p c) un átomo de litio d) el segundo nivel de energía e) el subnivel 3p del átomo de azufr f) el tercer nivel de energía del Si

2. Identifique la especie química para las siguientes configuraciones electrónicas (en caso de estar mal asignadas corrígelas

a)1s2 _2s2 _2p6 _3s2 _{b) 1s}2 _2s2 _2p6 _3s2 _3p6 _4s2 _4p1 _3d9 _{c) 1s}2 _2s2 _2p6 _3s2 _3p6 _3d10 d) 1s2 _2s2 _2p2 _3s2 _3p2

3. Escriba la configuración electrónica del ión Cl- _{Z=17 e indique a lo menos 4 especies isoelectrónicas.} 4. Escriba la configuración electrónica para los átomos con las siguientes características e indique sin mirar la tabla periódica el grupo, periodo y tipo de elemento.

a) el primer átomo del grupo IA con un electrón exterior 3s b) átomo(s) del grupo VIIA con electrones 4p

c) átomo(s) del grupo IA sin orbitales d ocupados

d) átomos del 3° periodo que contienen más de 4 electrones exteriores e) átomo(s) que contiene(n) únicamente electrones s y p

5. Identifica el orbital de menor energía entre a) 4s y 3d b) 5d y 6p

6. Identificar el grupo, familia y tipo de elemento y/u otra localización en la tabla periódica de cada uno de los elementos con la configuración electrónica más externa.

a)

ns2_np3

b)

ns2_(n-1)d10_np5

c)

ns2

7.Las configuraciones electrónicas para los siguientes átomos son incorrectas. Explique qué errores se han cometido en cada una y escriba las configuraciones correctas:

[Al] : 1s2_2s2_2p4_3s2_3p3 [B] : 1s2_2s2_2p5 [F] : 1s2_2s2_2p6

8.Identifique a qué atomo corresponde cada configuración electrónica. Reescriba cada configuración en términos de aquella del gas noble precedente (KERNELL).

a)

1s2_2s2_2p6_3s2

b)

1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d10_4p3

1 s2 _{2 s}2 _{2 p}

9.Escriba la configuración electrónica de los siguientes iones y la carga cuando corresponda,

a)

7 N-3 =

b)

13 Al+3 =

c)

29 Cu+ n, n°e- = 27

d)

4 Be +2 =

10 .Un cierto elemento neutro tiene 2 electrones en el primer nivel, 8 electrones en el segundo nivel, 18 electrones en el tercer nivel y 3 electrones en el cuarto nivel. Enuncie la información siguiente para este elemento:

a) número atómico

b) número total de electrones s c) número total de electrones p d) número total de electrones d e) número de protones

f) grupo y periodo a los cuales pertenece g) nombre y símbolo del elemento

h) configuración electrónica usando el kernel de gas noble

RESPUESTAS CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

1. a) 2 e- b) 6e- c) Z= 3 , luego 3e- d) 2e-s + 6e-p = 8e- totales

e) Z= 16 1s2_2s2_2p6_3s2_3p4 _{luego tiene 4e- en 3p}

f) Z= 14 1s2_2s2_2p6_3s2_3p2 _{luego tiene 2e-s + 2e-p = 4e- totales en el 3° nivel} 2. a) 1s2_2s2_2p6 _3s2 _{= 3° periodo grupo IIA Z = 12 es el Magnesio}

recuerda los electrones del ultimo nivel corresponden a los e- de valencia y es igual al número del grupo, el nivel

de energía más alto ( el número que se antepone a un a letra es igual al periodo)

b) está mala se debe corregir si cuentas el número total de electrones es de 30 e- , escribe la conf. Correcta 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d10 _{ó [ Ar] 4s}2_3d10 _{para saber periodo y grupo reordenala [ Ar] 3d}10 _4s2 _{4° periodo grupo II} B , zinc

c) está mala e- totales = 28 ,Niquel . corregida es 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d8 _{=[ Ar] 4s}2_3d8 _{al reorde-narla [ Ar]} 3d8_4s 2 _{4° periodo grupo VIII B ( en los grupos B la numeración es diferente.}

d) mala tiene 10 e- luego es 1s2_2s2_2p6 _{, es Ne.}

3. primero puedes guiarte escribiendo la del átomo neutro y al ser un anión debes sumsrle el mismo número de e- que cargas negativas :

Z = 17 = 17 e- 1s2_2s2_2p6_3s2_3p5 _{( átomo neutro) si es Cl}- _{debes sumar un e-)} e- = 18 luego su configuración elect, es 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_.

Especies isoelectrónicas son aquellas que tienen el mismo número de e- por ejemplo el gas noble Argón. ¿Como puedes descubrir otras especies isoelectrónicas?. Fijate en tu T.P y ubica al gas noble que tiene el mismo número de e- que tu ión en este caso ya sabes que es argón, ahora los átomos que están en su mismo periodo pero en los grupos VII, VI , V son átomos que pueden ganar e- para rodearse en su última capa de 8e- y contienen entonces el mismo número de e- que el gas noble ( 18e-).

Ej. P Z= 15 puede ganar 3e- y queda con 18e- P S Z= 16 puede ganar 2e- y queda con 18e- S

Cl Z = 17 puede ganar 1e- y queda con 18e- Cl -Si te das el trabajo todos tienen la misma conf. Electrónica .

Ahora los elementos que están en el periodo siguiente al gas noble a partir del grupo IA , IIA, IIIA;por ejemplo pierden e- . de acuerdo al grupo al cual pertenecen fijate en tu T.P bajo el Ar. El elemento del grupo IA es el K, con un Z = 19 como pertenece al grupo IA puede perder 1e- ( el e- de valencia) luego si le quitas 1e- el K queda cargado con +1 , al restarle el e- se queda ahora con 18e- es decir con la configuración del gas noble argón. Aplica tu lo mismo para otros cationes isoelectrónicos.

4. a) 1s2_2s2_2p6_3s1 _{e- totales = 11 si es átomo neutro Z= 11 es Na} b) 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d10 _4p5 _{ó [ Ar] 3d}10 _4s2 _4p 5 _Br

c) 1s2_2s1 _{(Li) , 1s}2_2s2_2p6_3s1 _{(Na) 1s}2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s1 _{( K)} d) 1s2_2s2_2p6_3s2_3p3 _{(P) 1s}2_2s2_2p6_3s2_3p4 _{(S) 1s}2_2s2_2p6_3s2_3p5 _(Cl) 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _{( Ar)}

e) estos B, C, N, O, F, Ne, Al, Si, P, S, Cl ,Ar escribe sus conf. Electrónicas. 5.para hacer esto guiate por la siguiente regla :

asigna los siguientes valores a los subniveles : s = 0 p = 1 d = 2 f = 3

luego de asignar estos valores suma el nivel + el valor del orbital, el númerp menor es el de menor energía: a) 4s = 4 + 0 = 4 3d= 3 + 2 = 5 luego el subnivel 4s es de menor energía que el 3d por eso los e- ocupan primero este subnivel.

b) 5d= 5 + 2 = 7 , 6p = 6 + 1 = 7 cuando la suma es igual, en estos casos el menor en energía es aquel en el cual el número del subnivel es el menor en este caso el 5d.

6. a)elemento del 2+3 = 5 grupo V A no metal , familia del nitrógeno,el P b) elemento del 2+5 = 7 grupo VII A no metal , halógenos, Br, I, At

c) elemento del 2 = grupo II A metal alcalino terreo , Be, Mg, Ca, Sr ,Ba, Ra 7. Al ; el orbital p del segundo nivel solo contiene 4 e- = 1s2_2s2_2p6_3s2_3p1

B : el Z = 5 luego es 1s2_2s2_2p1 F, el Z = 9 luego es 1s2_2s2_2p5 8. a) 12 e- , es magnesio [ Ne] 3s2 _{b) 33 e- es arsénico [ Ar] 3d}10_4s2_4p3

9.

a) = 1s2_2s2_2p6 b) = 1s2_2s2_2p6 c ) 29p+ - 27 e- = 2+ luego es Cu2+ d) = 1s2

10. 2e- +8e-+18e- +3e- = 31 e- si el elemento es neutro Z= 31

a)

31 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d10 _4p1

b) 8e-s c) 13e-

d) 10e-e) 31

f) 4° periodo, grupo IIIA g) Ga galio

h)

[ Ar] 3d10_4s2_4p1

DISTRIBUCION ELECTRONICA Y SISTEMA PERIODICO

Veamos en la Tabla Periódica: el Grupo al que pertenece un elemento depende de su configuración electrónica.

Esto quiere decir que el orden en que se llenan los subniveles electrónicos es el que establece la estructura del sistema periódico.

Así podemos encontrar por ejemplo:

-- Elementos representativos con el electrón de valencia en subnivel s

--Elementos representativos con el electrón de valencia en subnivel p --Elementos de transición con el electrón de valencia en subnivel d -- Elementos de transición interna con el electrón de valencia en subnivel f

Recuerda Que Los Electrones De Valencia Corresponden A Los Electrones Del Ultimo Nivel De Energía Y Corresponden En Número Al Número Del Grupo Al Cual Pertenece El Atomo de ese elemento.

Por ej. el oxigeno pertenece al grupo VI A eso indica que el número de electrones de valencia de este átomo es de seis.compruébalo:

Escribe la configuración del 80 Z= 8

2 + 4 = 6 e- de valencia= n° del grupo= VIA

1s

2

2

s

2

2

p

4

2° nivel de energía = 2° período

Tabla Periódica Grup o 1 IA 2 IIA 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 IIIA 14 IVA 15 VA 16 VIA 17 VIIA 18 VIII Perio do 1 1_H 2_He 2 3_Li 4_Be 5_{B C}6 7_N 8_O 9_F 10_Ne 3 11_Na 12_Mg 13_{Al Si}14 15_P 16_S 17_Cl 18_Ar 4 19_K 20_Ca 21_{Sc Ti}22 23_V 24_Cr 25_Mn 26_{Fe Co}27 28_Ni 29_Cu 30_Zn 31_Ga 32_Ge 33_As 34_Se 35_Br 36_Kr 5 37_Rb 38_Sr 39_{Y Zr}40 41_Nb 42_Mo 43_Tc 44_{Ru Rh}45 46_Pd 47_Ag 48_Cd 49_In 50_Sn 51_Sb 52_Te 53_I 54_Xe 6 55_Cs 56_Ba * 71_{Lu Hf}72 73_Ta 74_W 75_Re 76_{Os Ir}77 78_Pt 79_Au 80_Hg 81_Tl 82_Pb 83_Bi 84_Po 85_At 86_Rn

7 87_Fr 88_Ra ** 103_{Lr Rf}104 105_Db 106_Sg 107_Bh 108_{Hs Mt}109 110_Uun 111_Uuu 112_Uub 113_Uut 114_Uuq 115_Uup 116_Uuh 117_Uus 118_Uuo

*Lantanidos * 57_La 58_Ce 59_Pr 60_Nd 61_Pm 62_{Sm Eu}63 64_Gd 65_Tb 66_Dy 67_Ho 68_Er 69_Tm 70_Yb **Actinidos ** 89_Ac 90_Th 91_Pa 92_U 93_Np 94_{Pu Am}95 96_Cm 97_Bk 98_Cf 99_Es 100_Fm 101_Md 102_No

En la T.P los elementos se ubican de acuerdo al Z los cuales presentan propiedades periódicas similares.

Los elementos del los grupos I y II ocupan un subnivel s. Se conocen como elementos alcalinos ( ns1_{) y}

alcalino-térreos (ns2_{), respectivamente}

Por ejemplo: en el segundo período, el Li y Be ocupan el subnivel 2s, el litio pertenece al grupo IA con 1e- de valencia y 2 electrones de valencia en el Be; en el tercer período, el Na y Mg ocupan el subnivel 3s con 1e- de valencia el Na y 2 electrones el Mg

Los elementos de los grupo III al VIIl llenan los subniveles p, los cuales tienen capacidad de

6e-Conocidos como familia del Boro (IIIA), familia del Carbono ( IVA), familia del nitrógeno ( VA), familia del Oxígeno (VI) , halógenos ( VIIA) y gases nobles (VIII)

Por ej: en el segundo período, el B ocupa el subnivel 2p con 1 e-, y lo completa el Ne que tiene 6 e- Be = 1s2 _2s2_2p1 _{; Ne= 1s}2 _2s2_2p6

Los metales de transición, situados en el centro del sistema periódico, llenan los subniveles d.

Por ejemplo: en el tercer período, los elem. desde el Sc que ocupa el subnivel 3d con 1 e- hasta el Zn que ubica en 3d a 10 e-.

Por ejemplo: en el 6ºperíodo, los elementos que se conocen como tierras raras, ocupan el subnivel 4f. Hoy se denominan también como lantánidos, porque el primer elemento de la serie es el lantano (La). En el séptimo período se encuentran los actínidos, siendo el primer elemento de la serie el actinio (Ac), los cuales ocupan el subnivel 5f.

Podríamos decir que los electrones más externos de un átomo son los que determinan sus propiedades químicas.” los electrones de valencia”

Resumen

I A Metales alcalinos

II A Metales alcalinos Térreos III A Familia del Boro

Elementos

IV A Familia del Carbono representativos

V A Familia del Nitrógeno VI A Familia del Oxígeno VII A Halógenos

VIII Gases nobles Grupos

Los elementos del grupo B se conocen como metales de transición bloque d I – VIII B

Importante : los electrones más externos de un átomo son los que determinan sus propiedades

químicas.” los electrones de valencia” Propiedades Periódicas

La Tabla Periódica puede usarse para distintos fines, en particular es útil para relacionar las propiedades de los átomos a escala atómica. Las variaciones de las propiedades periódicas dependen de las configuraciones electrónicas, en especial de la configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al núcleo. En este caso consideraremos las siguientes propiedades periódicas:

1- Radio Atómico: es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos o más átomos que estén en contacto.

Se puede determinar también el radio iónico ( de los cationes y aniones) resultantes, así como el radio covalente. En este caso se supone que el átomo es esférico y cómo no es posible aislarlo para medir su diámetro, se requiere un método indirecto. Por lo expuesto, se trata de un tamaño relativo para el átomo individual.

2- Energía de ionización: es una medida de la dificultad existente para arrancar un electrón de un átomo.

La primera energía de ionización es la energía que se absorbe al separar el electrón más externo de un átomo gaseoso aislado para dar un ión +1:

Na (g) → Na+ (g) + e- El1 ó P.I = 496 kJ/mol (primera energía de ionización)

Un átomo con "n" electrones tiene "n" energías o potenciales de ionización pero, en general, cuanto mayor sea la energía de ionización más difícil es separar un electrón.En forma general siempre las segundas energías de ionización son de un valor muy alto, respecto a la primera energía de ionización.

3- Afinidad electrónica: es la cantidad de energía que se LIBERA o absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga 1-.

Cl (g) + e- → Cl -(g) A.E = - 348 kJ/ mol

En este caso, cuando un mol de cloro gaseoso gana un electrón para formar ión cloruro gaseoso, se libera 348 kJ de energía (aquí se toma en cuenta la convención termodinámica, considerándola una reacción exotérmica). Así, los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones).

4- Electronegatividad: de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo.

Las electronegatividades de los elementos se expresan en una escala algo arbitraria llamada escala de Pauling. La cuál toma valores desde 0,8 para el Cs hasta el elemento más electronegativo el F con una E.N= 4,0.

Tabla . Valores de Electronegatividad según Escala de Pauling, para Elementos Representativos.

¿Cómo varían estas propiedades en la Tabla Periódica?

Los radios atómicos de los elementos en los grupos representativos varía: • aumentando a medida

que nos desplazamos de derecha a izquierda en el sistema periódico

• aumentando a medida

que bajamos en un grupo del sistema periódico

Las energías de ionización de los elementos en los grupos representativos varía: • aumentando a medida que nos desplazamos de izquierda a derecha en la Tabla • aumentando a medida que subimos en los grupos de la Tabla

Por diversos motivos, las variaciones de afinidades electrónicas no son regulares a lo largo de un período. Sólo podemos dar tendencias generales, diciendo:

• Las AE de los elementos aumentan a medida que nos desplazamos de izquierda a derecha en la Tabla en cada período

• Las AE de los elementos van aumentando a medida que subimosmos en la Tabla Para los elementos representativos, podemos decir que las electronegatividades: • aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los períodos

• aumentan a medida que subimos en los grupos de la tabla Resumen

1.

Radio atómico. (R.A)

Es la distancia que existe entre el electrón más lejano y el núcleo considerando al átomo como si fuera una esfera. Se determina por espectroscopia de rayos x. Calculando la distancia entre los núcleos de átomos enlazados. El tamaño aumenta en un periodo a medida que disminuye el número atómico en una familia a medida que aumenta el número atómico.

1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A H 2.1 Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 Cs 0.8 Ba 0.9 Tl 1.8 Pb 1.8 Bi 1.9 Po 2.0 At 2.2

2.

Potencial de ionización o energía (E.I.)

Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y neutro.

Ejemplo

a) Ko _{+ energía de ionización → K} +1 _{+ 1e- .1ª energía de ionización = 418.8 Kcal/mol} b)Cao _{+ energía de ionización → Ca} +1 _{+ 1 e- .1ª energía de ionización = 589.5 Kcal/mol}

La energía de ionización aumenta si el átomo es más pequeño por lo que su variación es contraria al tamaño de los elementos.

3.

Electronegatividad.

Es una propiedad que se utiliza como una medida de la fuerza de un átomo para ganar e-. Se determinó por Pauling asignando arbitrariamente un valor de 4.0 al flúor.

Su variación también varía en sentido contrario al tamaño de los elementos, ya que es más fácil quitar electrones a aquellos átomos muy grandes requiriendo poca energía.

4.

Afinidad Electrónica (A.E.).

La afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en la tabla.

Es conveniente comprender las propiedades periódicas para entender los enlaces en los compuestos simples. Muchas propiedades físicas, como los puntos de fusión, puntos de ebullición y volúmenes atómicos, muestran variaciones periódicas.

EJERCICIOS

1. Ordenar los conjuntos de átomos en orden de radio atómico decreciente:

a)

Se,S,O b) Ga, Ca, Sr c) Mg, Al, O

2. Ordenar los conjuntos de iones isoelectrónicos en orden creciente de radio iónico:

a)

Mg2+_{, Al}3+_{, N}3- _{b) S}2-_{, Cl}-_{, P}

3-3. Ordenar los conjuntos de iones y átomos en orden creciente de radio iónico:

a)

O2-_,S2-_,Se2- _{b) Fe}2+_,Fe3+_{, Fe c) H, H}+_,H

-4. Escribir la ecuación para el cambio descrito en cada uno de los apartados siguientes y escribir las configuraciones electrónicas de cada átomo mostrado:

a) el potencial de ionización del Berilio b) la afinidad electrónica del azufre

5. En cada par seleccionar el átomo con mayor energía de ionización:

a)

Na o Rb b) Br o Cl c) Na o Mg

6. ¿Cuál átomo posee la afinidad electrónica más pequeña? Y ¿Cuál átomo posee el potencial de ionización mayor? Si, Al, B, C.

7. Ordenar los conjuntos de átomos en orden de electronegatividad decreciente:

a)

O, Se, Ga, S, Si b) Ba, Cs, As,Br, Li, K

8, Selecciona del siguiente conjunto de especies, la partícula más grande, la más electronegativa y la de mayor estado de oxidación: Ne, Al3+_{, F}-_{, o Na}+

RESPUESTA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y SISTEMA PERIODICO

1. Para responder estos ejercicios ayúdate del Z luego escribe la configuracón electrónica de cada elemento para su ubicación en la tabla peíodica y por último crea tu propia tabla con solo los grupos A y recuerda las tendencias de las propiedades periódicas. Ejemplo

a) Para el Se Z= 34 [Ar]4s2_4p4 _{luego pertenece al grupo VIA, 4° Período} S Z= 16 [Ne]3s2_3p4 _{, VI A y 3° P.}

Te Z= 52 [Kr]4d10_5s2_5p4 _{, VIA y 5° P.} O Z= 8 1s2_2s2 _2p4 _{, VI A y 2° P.}

Ahora crea tu propia tabla(sólo con elementos representativos y ubica a los elementos de

acuerdo a lo anterior

Tabla 1

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

1 2 O 3 Mg Al Si S 4 Ca Ga Se 5 Sr In Te 6 7

Ahora debes recordar cuál es la tendencia de la propiedad periódica que te preguntan RADIO ATOMICO ENERGÍA DE IONIZACIÓN AFINIDAD ELECTRÓNICA y ELECTRO NEGATIVIDAD DISMINUYE AUMENTA A D U I M S E M N I T N A U Y E

En esta pregunta piden ordenar según radio atómico decreciente , de nuestra t2-abla 1, podemos ver que el átomo de menor tamaño es el O (ya que el radio al pasar del 2°periodo al 5° periodo , es decir al bajar en un grupo el radio disminuye) ahora de ellos Te debe ser, el de mayor tamaño(recuerda que en un grupo el radio aumenta al bajar en este grupo) , entonces en orden decreciente será , de mayor a menor tamaño . Te, Se, S, O b) idem Sr, In, Ca , Ga, c) idem Mg , Al, Si, O

2. Para las respuestas de las siguientes preguntas aplica lo mismo anterior , lo único que debes recordar es que el radio de un catión (ión con carga positiva) es menor que el radio del átomo neutro y además que a mayor carga positiva el radio iónico es cada vez más pequeño , en el caso de los aniones es lo contrario el radio de un anión (ión con carga negativa) es mayor que el radio del átomo neutro y a mayor carga negativa mayor es el radio iónico.

a)

Al3+_{, Mg}2+_{, N}

3-b)

Cl- _{, S}-2 _{, P}-3 3. a) O2-_{, S}2-_{, Se}

2-c)

Fe3+_{, Fe}2+ 4. a) Mg [ Ne ]3s2 → Mg2+[ Ne ] + b) O 1s22s22p4 + 2e- → O 1s22s22p6= [ Ne ]

Recuerda que los átomos ganan , pierden o comparten electrones para adquirir una conf, estable de gas noble.esn este caso ambos de Neón.

5. trabaja igual que en el ejercicio 1

a)

Na b) Cl c) Mg 6. A.E el Al , P.I el C

7. a) de mayor a menor O, S, Se, Si, Ga b) Br. As, Li, Ba, K y Cs

8. la más grande F-, la más E.N F-, mayor estado de oxidación e E.O el Al3+_. 10. ENLACES QUIMICOS

Iones

Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza en donde el número de cargas positivas , protones es igual al número de electrones . Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones.

Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo. En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes.

Ejemplo: Na + _{, Ca} 2+ _{, Al}3+ _{, F}- _{, S}2- _{, N}

3-Elementos electropositivos y electronegativos

Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes( poseen bajo potencial de ionización); a ese grupo pertenecen los metales. Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones(poseen alta afinidad

electrónica); a este grupo pertenecen los no metales.

Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los halógenos de fuerte carácter electronegativo.

Electrones de valencia

La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia. La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.

Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad.

Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles,es decir rodearse de 8 e- de valencia, porque ésta es la estructura más estable.”

REGLA DEL OCTETO”

TIPOS DE ENLACE

En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos: 1. Enlace iónico, si hay atracción electrostática.

2. Enlace covalente, si comparten los electrones.

3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de los átomos.

4. Enlace metálico, los electrones de valencia pertenecen en común a todos los átomos (e- moviles).

Enlace iónico

Se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro., formándose con esto iones de carga opuesta los cuales se atraen debido a la fuerza electroestática (atracción de cargas opuestas)

El enlace iónico se presenta generalmente entre elementos metálicos del los grupos IA y IIA , elementos de bajo potencial de ionización ( a los cuáles es fácil arrancarle el ó los e- de valencia) con lo cuál se transforman en cationes ,los elementos con los cuales formaran este tipo de enlaces por lo tanto deberán ser elementos que

acepten electrones fácilmente es decir de alta afinidad electrónica elementos de los grupos VIA y VIIA con algunas excepciones.

El número de electrones ganados o cedidos :

Exceptuando los gases nobles todos los elementos al combinarse tienden a adquirir la misma estructura electrónica que el gas noble más cercano. El átomo que cede electrones se transforma en ion positivo (catión), en tanto que el que los gana origina el ion negativo (anión).

Nota: este ejercicio te permite aplicar todos los conocimientos previos de Configuración elctrónica., P.I , A.E, grupo y periodo al cuál pertenecen los átomos, e- de valencia etc .

Ejemplo : veamos el tipo de enlace que se puede formar entre el 11 Na y el 17 Cl. Apliquemos los conceptos de P.I

y A.E y ayudémonos de la configuración electrónica , para clasificar y determinar el ó los electrones que estarán en juego en este enlace .

De los dos elementos el que está relacionado con el P.I es el metal es decir el Na esta especie tiene un bajo P.I por lo tanto perdera fácilmente su e- de valencia. En cambio el no metal es el cloro el cual está relacionado con una afinidad electrónica alta y aceptara el e-.

Configuración electrónica : Na Z= 11 1s2 _2s2 _2p6 _3s1 _{= [ Ne ] 3s}1 Periodo y grupo : 3° periodo , grupo IA

Potencial de ionización : Na (g) → Na(g)+ + e-

Configuración electrónica : Cl Z= 17 1s2 _2s2 _2p6 _3s2 _3p5 _{= [ Ne ] 3s}2 _3p5 Periodo y grupo : 3° periodo , grupo VIIA

Afinidad electrónica : Cl (g) + e- → Cl (g)-

El número de electrones ganados o perdidos debe ser el mismo , en general los átomos ganarán o perderán electrones de modo de adquirir la configuración de mayor estabilidad es decir la de un gas noble

En el ejemplo: Na(g)[ Ne ] 3s1 → Na(g)+[ Ne ] + e- Cl (g) [ Ne ] 3s2 3p5 + e- → Cl (g)-[ Ar ] Na (g) + Cl (g) → Na(g)+ + Cl (g)

-El sodio al perder el e- queda con configuración electrónica de Ne es decir con 10 e-, en cambio el cloro al ganar este electrón completa el orbital 3p y adquiere config. Del Argón (18e-)

La fórmula del compuesto será : Na+_-Cl - _{= NaCl se omiten los signos.}

Aplica tu lo mismo para el Ca y el F ( recuerda que el número de e- debe ser el mismo)

¿Cómo puedes darte cuenta fácilmente si un enlace es iónico?

1) El enlace iónico se da preferentemente elementos del grupo IA y IIA con elementos del

grupo VIA o VIIA si tienes dudas puedes basarte en la diferencia de electronegatividad entre dos elemento que forman enlace.

2) Si, la diferencia de Electronegatividad (∆E.N) ≥ 1,7 siempre y cuando se una un elemento metálico del

grupo IA o IIA con un no metal del grupo VIA o VIIA. Recuerda :

1. Si la diferencia de E.N entre los átomos que están formando un enlace es mayor o igual que 2.0 el enlace es iónico.

2. Si la diferencia de E.N entre los átomos que están formando un enlace es mayor o igual que 0,5 y menor que 2,0 el enlace es covalente polar.

enlace es covalente apolar.

Nota : diferencia de E.N = ∆ E.N En nuestros ejemplos :

a) para el NaCl datos: E.N del Na = 0,9 E.N del Cl = 3,0

luego la ∆ E.N = 3,0 – 0,9 = 2,1 al ser mayor que 2,0 es enlace iónico ( Na – Cl)

b)

para el CaF2 datos: E.N del Ca = 1,0 E.N del F = 4,0

luego la ∆ E.N = 4,0 – 1,0 = 3,0 al ser mayor que 2,0 es enlace iónico. Nótese que se tienen en este compuestos dos enlaces iónicos

↓ ↓

. ( F– Ca – F) RESUMIENDO:

Si : ∆ E.N ≥ 2,0 Enlace iónico

0,5 ≤ ∆ E.N < 2,0 Enlace covalente polar ∆ E.N < 0,5 Enlace covalente apolar

Propiedades generales de los compuestos iónicos

En general, los compuestos con enlace iónico presentan puntos de ebullición y fusión muy altos, pues para separarlos en moléculas hay que deshacer todo el edificio cristalino, el cual presenta una elevada energía reticular.

Enlace covalente normal

Se define de la siguiente manera: "Es el fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten".

Un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo.

Esta clase de enlace químico se llama covalente, y se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la mayoría de compuestos de carbono.

Cada par de electrones (representado por el signo : ) Intercalado entre los símbolos de los átomos, indica un enlace covalente sencillo y equivale al guión de las fórmulas de estructura.

En enlace covalente puede ser: sencillo, doble o triple, según se compartan uno, dos o tres pares de electrones. . . . . Ejemplo : F : F : o´ F – F   . . . . : O : : O : o´ O = O : N  N : o´ N ≡ N Enlace covalente coordinado

Se define de la siguiente forma: "Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados. En este caso el enlace se llama covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando queremos simplificar la formula

Ejemplo F3B ← :NH3 aquí el nitrógeno aporta el par de e- al enlace F H

  F  B  N  H   F H

Enlace metálico

La estructura cristalina de los metales y aleaciones explica bastante una de sus propiedades físicas. La red cristalina de los metales está formada por átomos (red atómica) que ocupan los nudos de la red de forma muy compacta con otros varios.

En la mayoría de los casos los átomos se ordenan en red cúbica, retenido por fuerzas provenientes de los electrones de valencia; pero los electrones de valencia no están muy sujetos, sino que forman una nube electrónica que se mueve con facilidad cuando es impulsada por la acción de un campo eléctrico. EJERCICIOS

1. Basandote en las posiciones en la tabla periódica de los siguientes pares de elementos, predecir si el enlace entre los dos sería iónico o covalente.Justifica.

a) K y F b) N y H c) Mg y F d) C y Cl e) Be y F f) P y H

2. Clasificar los siguientes compuestos como iónicos o covalentes: a) HCl b) HF

c)

PCl3

d)

Li2O

e)

SO2

f)

BeCl2

g)

NiCl2

3. Escribir la fórmula del compuesto iónico que se forma entre cada uno de los siguientes pares de elementos: a) Ba y F

b) Cs y O c) Li y Cl

4. ¿Cuál es el número máximo de enlaces covalentes que puede formar?: a) Un elemento del segundo período ,grupo IV A

b) Un elemento del tercer período ,grupo VA c) Un elemento del cuarto período ,grupo VI A

5. Las siguientes especies pueden formar enlaces covalentes multiples : C, N, O .Identifica el tipo de enlace clasificándolo como :simple , doble o triple?.

6. ¿Cuáles de los siguientes pares de elementos forman compuestos iónicos? a) Litio y Nitrógeno b) Magnesio y Fluor c) Bario y Yodo d) Hidrógeno y Fluor e) Bario y Nitrógeno f) Hidrógeno y Cloro g) Berilio y Cloro h) Sodio y azufre

RESPUESTAS ENLACES QUÍMICOS

1. El enlace enlace iónico se da i) si: ∆ E.N ≥ 2,0 y

ii) si los átomos que se unen pertenecen a los grupos IA ó IIA con elementos de los grupos VIIA y algunos del VIA específicamente el O

El enlace es covalente apolar : i) si 0,5 ≤ ∆ E.N < 2,0 El enlace es covalente apolar: i) si ∆ E.N < 0,5

a) K = 0,9 y Cl = 3,0 ∆ E.N = 2,1 es iónico b) N = 3,0 y O = 3,5 ∆ E.N = 0,5 covalente polar

c) ionico

d) covalente polar e) covalente polar f) covalente apolar 2. es en base al enlace:

a), c) , e), f) g) covalente ; b) , d) iónico 3. Cs Cs2+ _{, Br} 2 2Br- a) CsBr2 b) BaS c) KCl 4. a) 3 b) 6 c) 4

5. simple C, P, N, O ; doble C, P, N, O, triple C, N, 6. b)

ESTRUCTURAS DE LEWIS

En las estructuras de Lewis se escriben las estructuras básicas posibles del compuesto en las que el elemento Menos electronegativo ocupa la posición central y el hidrógeno la posición terminal.en el caso de los ácidos por cada H (ácido) se presenta el enlace H – O.

Recuerda que en general todos los átomos de elementos no metálicos tienden a rodearse por 8 e-, aunque hay excepciones, por ejemplo el S que se puede rodear de 10 e- y de 12 e- y el P que se puede rodear hasta de 10 e-. (Ampliación del octeto)

Reglas para escribir la estructura de Lewis moléculas

1. Determine el número total de electrones de valencia, sumando los números de electrones de valencia de todos los átomos participantes. En el caso de aniones poliatómicos, sume el número total de cargas negativas y para los cationes poliatómicos, reste el número total de cargas positivas.

2. Determine el número total de electrones para átomos individuales, correspondiendo 8 e- a todos los átomos diferentes de hidrógeno y 2e- al hidrógeno.

3. Calcule el número total de electrones de enlace , que es la diferencia entre el número total de electrones para átomos individuales y el número total de electrones de valencia.

4. Calcular el número de enlaces, que es la mitad del número de electrones de enlace.

5.

Calcular el número de electrones no enlazantes o no compartidos o libres, que es igual al número total de electrones de valencia menos el número de electrones de enlace

6.

Identifica el átomo central , es el menos electronegativo a excepción de hidrógeno que siempre es un átomo terminal ( solo se rodea por un máximo de 2 e- regla del dueto)

7.- Distribuir los enlaces y los electrones no compartidos en las estructuras básicas posibles. Observar en cada caso que se cumpla la regla del octeto, desde que sea posible. Los elementos oxígeno y los halógenos siempre la cumplen.

8.- Calcule las cargas formales de todos los átomos de las estructuras, dadas por: Carga formal de átomo= Nº de valencia – Nº enlaces – Nºde electrones no compartidos = N° del grupo – Nº enlaces – Nºde electrones libres

9.- Seleccionar las estructuras de acuerdo con las cargas formales:

º Se prefieren las estructuras de Lewis para las cuales no haya cargas formales.

º Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes positivas o negativas son menos probables que las con cargas formales pequeñas.

º Son imposibles las estructuras que tienen cargas formales negativas en átomos más electropositivos y viceversa.

º Son más probables las estructuras sin cargas formales que tengan un átomo que no cumpla la regla del octeto.

EJERCICIOS

1. Determinar las estructuras de Lewis más probables del ácido nítrico (HNO3). HNO3 grupo al cuál pertenecen los átomos H ( IA) , N (VA) ; O ( VIA)

1.

e- valencia = 1+5+ 6(3) = 24

e-2.

e-totales = 2( 1) + 8 (4) = 34

e-3.

e- enlace = 34 e- − 24 = 10 e-4. enlaces = 10 e- / 2e- = 5 enlaces

5.

e- libres = 24 e- − 10 = 14

e-6. E.N se consideran todos los átomos excepto el hidrógeno = E.N N( 3,0) ; O (3,5) El átomo menos electronegativo es el Nitrógeno ( menor E.N) este es el átomo central 7. posibles estructuras

O

N

O

H

O

O

N

O

H

O

O

O

H

O

N

8.

O

N

O

H

O

-1

-1

₊₁

₊₁

₀

C.formal Oxig = 6 – 1 – 6 = -1 Oxig = 6 – 1 – 6 = -1 Oxig = 6 – 3 – 2 = +1 Hidrog = 1 – 1 – 0 = 0 Nit. = 5 – 4 – 0 = +1 Carga formal total = 0

O

N

O

H

O 0

+1

-1

0

C.formal Oxig = 6 – 1 – 6 = -1 Oxig = 6 – 2 – 4 = 0 Oxig = 6 – 2 – 4 = 0 Hidrog = 1 – 1 – 0 = 0 Nit. = 5 – 4 – 0 = +1 Carga formal total = 0

O

O

H

O

N

-1

0

+1

₀

₀

C.formal Oxig = 6 – 2 – 4 = 0 Oxig = 6 – 1 – 6= -1 Oxig = 6 – 2 – 4 = 0 Hidrog = 1 – 1 – 0 = 0 Nit. = 5 – 4 – 0 = +1 Carga formal total = 0

Por lo tanto las dos últimas estructuras serán elegidas ya que las cargas formales son las menores y son asignadas a un número menor de átomos ( en la primera estructura 4 de los 5 átomos tienen c.f ≠ 0) no es estable , luego se descarta.

Nota : lo único que debes recordar es que por cada carga negativa que tenga el ión debes sumar igual n° de e- al n° de e- de valencia . y al determinar el número de e- totales este ión no tiene átomos de hidrógeno, por lo cuál no deberas sumar esos e- por cada átomo de hidrógeno ( 2e-)

11. ENLACE , ESTEREOQUIMICA Y POLARIDAD Recordemos

ENLACE:

Los átomos generalmente se encuentran unidos formando moléculas o bien, Se transforman en iones simples ( o atómicos ) constituyendo los cristales iónicos.Esto se explica, porque ambos son un estado más estable que sus átomos aislados.A la fuerza, no importando su naturaleza, que los mantiene unidos en una molécula o cristal iónico, se le denomina enlace.

REGLA DEL OCTETO

La regla del octeto fue enunciada por Lewis , basándose en que las estructuras más estables son las de los gases nobles , con 8 electrones en su capa más externa, a excepción del átomo de helio. Por lo tanto, ganando, cediendo o compartiendo electrones los átomos tienden a lograrla. A pesar de sus muchas excepciones, esta regla nos da una pauta para postular estructuras moleculares.

ENLACE IONICO:

Si al encontrarse dos átomos, uno de ellos cede uno o más electrones al otro, el primero queda con carga eléctrica positiva ( catión ) y el segundo con carga eléctrica negativa ( anión ) , los iones así formados se atraen mutuamente y se unen debido a las fuerzas electroestáticas. Esta teoría es aplicable para compuestos formados por cristales iónicos, como por

ejemplo el cloruro de sodio ( NaCl ) o sal común: Na + Cl → Na + _{+ Cl} – _{= NaCl}

Generalmente, un elemento alcalino o del Grupo I A o del IIA ( Li, Na, K, Rb, Cs, Fr ) , (Ca, Sr , Ba, Ra) y un elemento del grupo VIA ( O) ó halógeno del Grupo VII A ( F, Cl, Br, I ) , formarán cristales iónicos.

ENLACE COVALENTE:

La Teoría del Enlace Covalente, afirma que los electrones formadores del enlace se comparten en parejas y es la atracción de los núcleos sobre estos pares de electrones, lo que le da mayor estabilidad a la molécula sobre sus átomos aislados.

Un ejemplo, es la molécula de hidrógeno ( H 2 ) :

H • + H • → H – H

El símbolo " – " se usa para representar un par de electrones compartidos y se denomina enlace simple. También existen moléculas con dos pares de electrones compartidos y se habla de enlace doble:

⋅ ⋅ ⋅ ⋅

: O = O : ( O 2 )

hay moléculas con tres pares de electrones compartidos y se habla de enlace triple:

: N ≡ N : ( N 2 )

POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE

Teóricamente se podría afirmar que una molécula diatómica no presenta un momento dipolar, al contrario del par iónico que si lo tiene, pero eso es cierto en las moléculas diatómicas homonucleares ( de núcleos iguales ) , como por ejemplo la molécula de hidrógeno ( H 2 ) , las moléculas diatómicas heteronucleares ( de núcleos distintos ) presentan un momento dipolar, por ejemplo la molécula de monóxido de carbono ( CO ) , esto es debido a las distintas electronegatividades entre el átomo de carbono y el átomo de oxígeno.

Ejemplo : H - H ∆ E.N = 0 enlace covalente apolar

BeCl2 Cl – Be – Cl ∆ E.N = 3,0 – 1,5 = 1,5 ambos enlaces son covalente polar datos : E.N H = 2,1 , Be = 1,5 , Cl = 3,0

δ- _δ+_δ+ _δ Cl :– Be –: Cl

Cada enlace es covalente polar , en estos casos el elemento más E.N tiende a acercar los electrones que forman el enlace hacia si mismo ( en este caso el cloro acerca los e- hacia él) , no se los arranca al otro átomo los comparte pero los e- están mas cerca de él y al ocurrir esto se genera una cierta densidad de carga negativa sobre el cloro (δ-)_{en cambio sobre el átomo menos E.N se genera una densidad de carga positiva (δ}+_{), esto se} conoce como dipolo, el cúal apunta al átomo más E.N

δ+ _δ

ESTEREOQUIMICA

La estereoquímica estudia la geometría espacial de las moléculas. Para ello llamaremos A al átomo central , L a cada átomo unido al átomo central y E a cada par de electrones de valencia no compartidos del átomo central. Las formas moleculares más conocidas son:

1 ) Lineal AL2 Ejemplo: BeCl2 (s) El ángulo Cl – Be – Cl mide 180º Cl – Be – Cl Momento dipolar = 0 2 ) Triangular plana AL3 Ejemplo: BF3 (g) El ángulo F – B – F mide 120º Momento dipolar = 0 B F F F

3 ) Angular EAL2 ó :AL2 Ejemplo: SnCl2 (g)

El ángulo Cl – Sn – Cl mide aproximadamente 120º Momento dipolar ≠ 0 . . Sn / \ Cl Cl 4 ) Tetraédrica AL4 Ejemplo: CH4 (g) El ángulo H – C – H mide 109,5º Momento dipolar = 0 C H H H H

5 ) Piramidal triangular E AL3 ó :AL3 Ejemplo: NH3 (g) El ángulo H – N – H mide 107,3º Momento dipolar ≠ 0 N H H H N H H H 6 ) Angular E2AL2 o : AL2

+

–

Ejemplo: H2O (g) El ángulo H – O – H mide 104,5º Momento dipolar ≠ 0 O H H O H H Resumen:

GEOMETRIA Y POLARIDAD DE LAS MOLECULAS

MOLÉCULAS CON ATOMO CENTRAL SIN PARES DE ELECTRONES LIBRES

Tipo de

molécula enlazantesPares e- Geometría Angulos Ejemplo Forma Momento dipolar

AL2 2 Lineal 180º BeCl2 (s) Cl – Be – Cl 0, apolar

AL3 3 Triangular plana 120º BF3 (g) B F F F 0, apolar AL4 4 Tetraédrica 109,5º CH4 (g) CH3Cl (g) (1) C H H H H (2) C H H H Cl 0, apolar (1) ≠ 0, polar (2)

MOLECULAS CON ATOMO CENTRAL CON PARES DE ELECTRONES ENLAZANTE Y LIBRES

Tipo de

molécula enlazantesPares e- Pares e- libres Geometría Angulos Ejemplo Forma Momento dipolar EAL2 o : AL2 2 1 Angular inferior a 120º SnCl2 (g) . . Sn / \ Cl Cl ≠ 0 polar E AL3 ó : AL3 3 1 Piramidal triangular 107,3º NH3 (g) N H H H ≠_polar 0 E2AL2 o : AL2 2 2 Angular 104,5º H2O (g) O H H O H H ≠ 0, polar

Ejemplo De molécula Pares e- enlazante s Pares e-

libres Geometría Forma Momento dipolar

SO2 2 _{2 Angular} S O O ≠ 0 polar CO2 CH≡CH 2 0 Lineal O = C = O H – C ≡ C – H 0, apolar 0, apolar O3 3 1 Angular O O O ≠ 0, polar H2SO4 4 0 Tetraédrica S O O HO HO ≠ 0, polar

IONES POLIATOMICOS CON ATOMO CENTRAL CON PARES DE ELECTRONES ENLAZANTE Y LIBRES

Ion Pares e-

enlazantes Pares e- _libres Geometría Forma

NO2- 2 1 Angular N O O -CO3-2 3 0 Triangular _plana C O O O -2

ClO3- 3 1 _triangular Piramidal

Cl O O O EJERICIOS

1. Escribe la estructura de Lewis de las siguientes moléculas: a) HCN

. . . . -2. H° – C° ≡ N:° H° – C-1 _{= N:}

De las dos se elige la que posee menor carga asignada a los átomos es decir , la primera ya que la segunda la carga total no coincide con la carga de la molécula que debe ser 0.

b)

H2S

c)

H3PO4

d)

COCl2

e)

CO3

2-f)

PCl3

g)

BF4

-2. Para la molécula de N2O, la estructura de Lewis más probable es: .. .. ..

: N = O = N : o : N ≡ N − O:

3.Dibuje una fórmula de Lewis para cada una de las siguientes especies, indicando en cada caso tanto la geometría electrónica como la geometría molecular:

a) BF3 b) NH3 c) SiH4 d) CO2 f) SO4-2

4.Compare la geometría electrónica y la molecular para las siguientes especies: a) AlCl3 Y AlCl4- b) NH3 y NH4

5.Prediga cuál de las siguientes moléculas presentará momento dipolar: H2O, CBr4, H2S, HF, NH3, CO2, NO, N2. 6. Justifique porqué la molécula de BF3 es apolar, en cambio la molécula de NH3 es muy polar.

7. La estructura de Lewis más probable para el anión NO3- corresponde a:

a) b) c) d) e) Respuestas A Ejercicios: O N O O O N O O - -- +2 O O O N + O -N O O -+ N O O O -+2

1. a) H° – C° ≡ N :° b) H S H c) H P O OH OH d) Cl Cl O

Σc.f = 0 e) O C O O

Cl P Cl Cl F B F F F g) f)

2. Si se conocen las estructuras de Lewis para elegir la correcta solo se debe verificar las cargas formales de cada átomo y la total según las siguientes reglas.

1) Se prefieren las estructuras de Lewis para las cuales no haya cargas formales.

2) Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes positivas o negativas son menos probables que las con cargas formales pequeñas.

3) Son imposibles las estructuras que tienen cargas formales negativas en átomos más electropositivos y viceversa.

4) Son más probables las estructuras sin cargas formales que tengan un átomo que no cumpla la regla del octeto.

A continuación se indican las cargas formales calculadas para cada átomo .. .. ..

: N = O = N : o : N ≡ N − O : ..

c.f = - 1 ; +2 ; -1 c.f = 0 ; +1 ; -1 Según regla 2) Es elegida la segunda molécula . 3. a) B F F F AL3 triangular plana b)

N

H

H

H

EAL3 piramidal c) Si H H H H AL4 Tetrahédrica .. .. d) : O = C = O : AL2 Lineal