CAPITULO 1
UNIDADES
1. GENERALIDADES:En Química, las propiedades se describen como cantidades que se pueden medir y expresar como productos de números y unidades.
Antes de analizar las diferentes magnitudes y unidades utilizadas en Química, es necesario conocer y diferenciar dos términos que son utilizados muy frecuentemente en esta asignatura y que vale la pena hacer una aclaración.
Materia se define como que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. MASA es la cantidad de materia de una muestra en particular de ella. La masa de un cuerpo es constante y no cambia, no importa el sitio donde se mida. El PESO de un cuerpo sin embargo, es la fuerza gravitacional de atracción entre la masa del cuerpo y la masa del planeta en el cual éste es pesado. Así, el peso de un cuerpo varía, dependiendo de donde es pesado, mientras que la masa no.
Desafortunadamente los términos MASA y PESO son utilizados en forma intercambiada; sin embargo, usted debe entender su diferencia.
2. MAGNITUDES FUNDAMENTALES:
Las magnitudes fundamentales más importantes utilizadas en Química son: longitud, masa, tiempo, cantidad de sustancia, temperatura y corriente eléctrica. Cada una de estas magnitudes tiene su propia unidad irreductible.
MAGNITUDES DERIVADAS:
Las magnitudes derivadas son magnitudes físicas obtenidas de combinaciones de las fundamentales. Por ejemplo, el volumen es una magnitud derivada.
3. UNIDADES:
a) SISTEMAS DE UNIDADES:
En Química, normalmente, se usan dos sistemas de unidades. El CGS (centímetro-gramo-segundo), cuya unidad básica de longitud es el centímetro (cm), de masa el gramo (g) y la del tiempo el segundo (s); y el SI (Sistema Internacional de Unidades), en donde la unidad básica de longitud es el metro (m), la masa el kilogramo (kg) y la del tiempo es el segundo (s). Ambos sistemas definen unidades básicas individuales para cada magnitud fundamental.
b) PREFIJOS DE LAS UNIDADES:
MULTIPLO PREFIJO ABREVIATURA 10 (1x101) 100 (1x102) 1000 (1x103) 1000000 (1x106) 1000000000 (1x109) Deca Hecto Kilo Mega Giga Da h k M G
FRACCION PREFIJO ABREVIATURA
0,1 (1x10–1) 0,01 (1x10–2) 0,001 (1x10–3) 0,000001 (1x10–6) 0,000000001 (1x10–9) Deci Centi Mili Micro Nano d c m N c) UNIDADES DERIVADAS:
Las magnitudes físicas derivadas se miden en unidades derivadas. Aunque las unidades que se usan para medir magnitudes físicas derivadas provienen realmente de las unidades básicas, a menudo se les dan nombres especiales para mayor conveniencia.
Por ejemplo, el VOLUMEN es una magnitud derivada, a la que se le asigna una unidad especial el LITRO, en el SI, el litro es igual a 1000 centímetros cúbicos (cm3).
La FUERZA y la ENERGIA son también magnitudes derivadas, la unidad derivada de la energía es el ERGIO (CGS) y el JOULE (SI). A continuación presentamos algunas unidades derivadas de fuerza y energía en los dos sistemas y la relación que hay entre ellas:
UNIDAD FUERZA ENERGIA
Nombre de la unidad SI - Abreviatura - Unidades Básicas Newton N kg.m.s–2 Joule J kg.m2.s–2 Nombre de la unidad CGS - Unidades Básicas Dina g.cm.s–2 Ergio g.cm2.s–2 Factores de conversión 1N = 1x105Dinas
1Dina = 1x10–5N
1J = 1x107Ergios 1Ergio = 1x10–7J
d) CONVERSION DE UNIDADES:
Hay otras relaciones útiles entre CGS, SI y otras unidades que es importante conocer; algunas se pueden deducir por los prefijos y otras hay que aprenderlas de memoria o buscarlas en los libros, en la siguiente tabla se tienen estos factores de conversión:
UNIDAD FACTOR LONGUITUD MASA VOLUMEN PRESION TEMPERATURA 1 m = 100 cm, 1 Angstrom (Å) =1x10–8cm 1 kg = 1000 g 1 m3= 1000 litros 1 atm = 760 torr = 101325 Pa °K = °C + 273; °C = 5/9(°F – 32); °R = °F + 460
La DENSIDAD de una sustancia se define como la masa de una sustancia que ocupa la unidad de volumen: ) V ( Volumen ) m ( Masa ) d ( Densidad
En el Sistema Métrico Decimal, la densidad de los sólidos y líquidos se miden en g/cm3 o g/ml; y la de los gases en g/litro. En el sistema SI, la densidad se expresa como kg/m3. Para la mayoría de las sustancias la densidad se mide a 20°C, la cual se considera como la temperatura ambiente. Para el agua sin embargo se expresa a 4°C, por ser la temperatura a la cual el agua tiene una densidad exacta de 1,00 g/ml.
La GRAVEDAD ESPECIFICA (peso específico) de una sustancia de la densidad relativa de una sustancia comparada con una estándar. En general para los líquidos se toma el agua a 4°C como el estándar y por lo tanto la gravedad específica expresa la densidad de una sustancia comparada con la del agua. Lo anterior se expresa así:
C 4 a agua del Densidad cia tan sus la de Densidad ) Específico Peso ( Específica Gravedad
El peso específico también se puede calcular utilizando la siguiente ecuación:
C 4 a agua de volumen un de ) Peso ( Masa líquido o sólido un de ) Peso ( Masa Específico Peso
La gravedad específica no tiene unidades, es simplemente la relación de dos densidades. Para determinar la densidad de una sustancia a partir de la gravedad específica basta multiplicar la gravedad específica por la densidad del agua como sustancia de referencia. Puesto que el agua tiene una densidad de 1,00 g/ml, la densidad y la gravedad específica son numéricamente iguales si se han utilizado las unidades g/ml.
e) NOTACION CIENTIFICA:
Se pueden usar exponentes de 10 para hacer que la expresión de las mediciones científicas sea más compacta, más fácil de entender y más sencilla de manejar.
Para expresar números en notación científica, se utiliza la siguiente expresión:
Donde, a es un número decimal entre 1 y 10 (sin ser igual a 10) y b es un entero positivo, negativo o cero. Por ejemplo:
m 10 x 3 , 1 m 0000000013 , 0 9 g -at átomos 10 x 022 , 6 g -at átomos 0000 0000000000 6022000000 23 f) CIFRAS SIGNIFICATIVAS:
La exactitud de una medición depende de la cantidad del instrumento de medición y del cuidado que se tenga al medir. Cuando se da una medida, se expresa con el número de CIFRAS SIGNIFICATIVAS que mejor represente su propia exactitud y la del instrumento empleado.
La exactitud en los cálculos químicos difiere de la exactitud matemática.
g) APROXIMACION:
Las reglas para realizar aproximaciones son sencillas, si el dígito que sigue al último que se va a expresar es:
4 o menos, éste se descarta
5 o más, se aumenta en uno el último dígito
PROBLEMAS RESUELTOS:
1. Una barra uniforme de acero tiene una longitud de 16 pulgadas y pesa 6,25 libras. Determinar el peso de la barra en gramos por centímetro de longitud.
cm 6 , 40 lg pu 1 cm 54 , 2 lg pu 16 Longuitud g 5 , 2837 lb 1 g 454 lb 25 , 6 Peso b 10 x a
cm g 89 , 69 cm 6 , 40 g 5 , 2837 Longitud Peso
2. El peso específico de la fundición de Hierro es 7,20. Calcular su densidad: a) en gramos por cm3, y b) en libras por pie3.
Aplicamos la siguiente ecuación para realizar el cálculo correspondiente:
C 4 a agua del Densidad cia tan sus la de Densidad Específico Peso
Como la densidad del agua a 4°C es 1
ml g , entonces: a) 3 3 cm g 20 , 7 ) cm g 1 )( 20 , 7 ( ) Fe ( d b) 3 3 3 3 3 pie lb 08 , 449 pie 1 cm ) 48 , 30 ( g 454 lb 1 cm g 20 , 7 ) Fe ( d
3. El ácido de baterías tiene un peso específico de 1,285 y contiene 38% en peso de H2SO4. Cuántos gramos de H2SO4contendrá un litro de ácido de batería.
Determinamos la densidad de la solución, en base al peso específico:
285 , 1 pe ml g 285 , 1 ) ácido ( d
Establecemos las siguientes operaciones:
bateria ácido g 1285 solución ml 1000 solución ml 1 bateria ácido g 285 , 1 puro SO H g 30 , 488 bateria ácido g 100 puro SO H g 38 bateria ácido g 1285 2 4 2 4
4. Convertir 40 °C y –5 °C a la escala Fahrenheit.
) 32 F ( 5 C F 9C32
a) (40)32104 5 9 F b) (5)3223 5 9 F
5. Convertir 220 °K y 498 °K a la escala Centígrada.
273 K C 273 C K a) C22027353 b) C498273255
6. Expresar –22 °F en grados Centígrados y en grados Kelvin.
) 32 F ( 9 5 C
(22)32
30 9 5 C 273 C K K 30273243 PROBLEMAS PROPUESTOS:1. Una lámina de oro (peso específico, 19,3) que pesa 1,93 mg puede ser laminada nuevamente hasta una película transparente que cubre un área de 14,5 cm2. A) Cuál es
el volumen de 1,93 mg de oro, b) Cuál es el espesor de la película en Angstroms. Resp. a) 1x10–4cm3, b) 690 Å
2. Un hombre medio necesita unos 2,00 mg de vitamina B2 por día. Cuántas libras de
queso necesitaría comer un hombre por día si ésta fuera su única fuente de suministro de vitamina B2 y si este queso tuviese 5,5x10–6 gramos de vitamina por cada gramo.
Resp. 0,80 lb/día
3. Un catalizador poroso para reacciones químicas tiene un área superficial interna de 800 m2/cm3de material. El 50% del volumen total son poros (orificios), mientras que el otro
50% del volumen está formado por la sustancia sólida. Suponer que todos los poros son tubos cilíndricos con un diámetro d y una longitud l. Determinar el diámetro de cada poro. Resp. 25Å
4. Un recipiente de vidrio pesa vacío 20,2376 g y 20,3102 g lleno de agua a 4°C hasta una cierta marca. El mismo recipiente se seca y se llena hasta la misma marca con una solución a 4°C. Ahora el peso es de 20,3300 g. Cuál es la densidad de la solución. Resp. 1,273 g/ml
5. El contenido medio de Bromo en el agua del mar es de 65 partes por millón (ppm). Suponiendo una recuperación del 100%. Cuántos galones de agua marina tienen que ser tratados para producir una libra de Bromo. Resp. 1,845x103galones
6. Una muestra de 20 cm3de una solución de Acido Clorhídrico concentrado de densidad 1,18 g/ml contiene 8,36 g de HCl puro. a) Determine la masa de HCl puro por cada centímetro cúbico de solución. b) Determine el porcentaje en peso (masa) de HCl en la solución ácida. Resp. a) 0,418 g/cm3; b) 35,4%
7. Las Feromonas son compuestos secretados por las hembras de muchas especies de insectos para atraer a los machos. Con 1,0x10–8gramos de una feromona es suficiente para llegar a todos los insectos macho blanco dentro de un radio de 0,50 millas. Determinar la densidad de la feromona (en gramos por litro) en un espacio cilíndrico de aire con un radio de 0,50 millas y una altura de 40 pies. Resp. 4,03x10–19g/L
8. Para conservar el agua, los químicos aplican una delgada película de un cierto material inerte sobre la superficie del agua para disminuir su velocidad de evaporación. Esta técnica fue introducida hace tres siglos por Benjamín Franklin, quien encontró que 0,10 ml de aceite podrían extenderse cubriendo una superficie de 40 m2de agua. Suponiendo que el aceite forma una monocapa, es decir, una capa cuyo espesor es de una molécula, determinar la longitud en nanómetros de cada molécula de aceite. Resp. 2,5 Nm
9. Un trozo de galena (Sulfuro de Plomo impuro) pesa 5,50 g en el aire y 4,76 g en el agua. Cuál es el peso específico de la galena. Resp. 7,4
10. A una aleación se la ha fabricado en forma de un disco plano de 31,5 mm de diámetro y 4,5 mm de espesor con un orificio de 7,5 mm de diámetro en el centro. El disco pesa 20,2 g. Cuál es la densidad de la aleación en unidades SI. Resp. 6100 kg/m3
11. Cuántos kilogramos de solución de Hidróxido de Sodio al 85% de concentración, se necesita para preparar 5 litros de una solución de Hidróxido de Sodio al 20%. La densidad de la solución al 20% es 1,22 g/cm3. Resp. 1,435 kg
12. Convierta las siguientes temperaturas: –195,5°C a °F; –430 °F a °C; 1705 °C a °F. Resp. –319 °F; –256,7 °C; 3100 °F
13. Expresar: 8 ºK, 273 ºK en grados Fahrenheit. Resp. –445 °F; 32 °F
14. A qué temperatura la lectura numérica en un termómetro Celsius es igual a la marcada en un termómetro Fahrenheit. Resp. –40°
15. Construir una escala de temperatura sobre la cual los puntos o temperaturas de congelación y ebullición del agua sean 100° y 400°, respectivamente, y el intervalo entre los grados es un múltiplo del intervalo entre los grados en la escala Centígrada. Cuál será el cero absoluto en esta escala y cuál será el punto de fusión de azufre, que es
16. La temperatura de sublimación del hielo seco es –109°F. Este valor es mayor o menor que la temperatura del etano en ebullición que es de –88°C. Resp. Mayor
17. Un proceso de estañado electrolítico produce un recubrimiento de un espesor de 30 millonésimas de pulgada. Cuántos m2podrán recubrirse con un kilogramo de estaño de densidad 7300 kg/m3. Resp. 180 m2
18. El radio atómico del Magnesio (Mg) es 1,36 Å y su masa atómica es 24,312 g. Cuál es la densidad del átomo en kg/m3. Resp. 3,8x103kg/m3
19. Una solución diluida de Acido Nítrico se prepara al diluir 64 ml de solución de Acido Nítrico (densidad 1,41 g/ml y que contiene 70% en peso de ácido nítrico puro) a 1 litro. Cuántos gramos de HNO3puro están contenidos en 50 ml de la solución diluida. Resp.
3,16 gramos
20. Cuál es la densidad en unidades SI de una esfera de acero que tiene un diámetro de 7,50 mm y una masa de 1,765 g. Resp. 7990 kg/m3
CAPITULO 2
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
1. GENERALIDADES:
Todos los cuerpos que existen de la naturaleza están constituidos por materia.
La MATERIA, es el componente fundamental de la naturaleza íntima de los cuerpos, se caracteriza por poseer masa y ocupar un lugar en el espacio. CUERPO, es una porción limitada de materia que ocupa un lugar en el espacio.
La materia se clasifica en homogénea y heterogénea:
HOMOGENEA:
La que presenta uniformidad en su composición, se considera materia homogénea las sustancias y las soluciones, las sustancias pueden ser: elementos y compuestos.
HETEROGENEA:
La que no presenta uniformidad en su composición por ejemplo: los alimentos, las rocas, el suelo, la madera, etc. En fin todos estos materiales son mezcla de las sustancias.
Presenta algunas propiedades, definiéndose como PROPIEDAD a la característica por medio de la cual una sustancia puede ser identificada y descrita.
Pueden ser generales y específicas: a) GENERALES:
Son las que presentan todas las sustancias y por lo tanto no nos sirve para distinguir una sustancia de otra, son: volumen, peso, impenetrabilidad, inercia, etc.
b) ESPECIFICAS:
Son las que presenta una determinada sustancia, y nos permite distinguir una sustancia de otra y son: color, olor, sabor, densidad, dureza, etc.
Estas propiedades pueden ser físicas o químicas.
FISICAS:
Se pueden observar por medio de nuestros sentidos y se relacionan con los cambios físicos que sufre la materia, estas son: color, olor, sabor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad.
QUIMICAS:
Son las que se relacionan con los cambios químicos que sufren las sustancias. Por ejemplo la combustión del alcohol, de la gasolina; la oxidación del hierro, en general de todos los metales.
La materia puede existir en tres estados físicos: sólido, líquido, gaseoso. Puede sufrir cambios o transformaciones de dos clases: físicos y químicos.
CAMBIOS FISICOS:
Ocurren sin que se produzcan alteración en la composición química de la materia, sino únicamente de sus propiedades.
En estos cambios físicos no se forman nuevas sustancias y los que se encuentra al final tiene la misma composición de la sustancia original. Estos procesos cesan cuando desaparecen la causa que los produjo y son reversibles, es decir, puede verificarse fácilmente el proceso inverso.
Una sustancia puede cambiar de estado físico cuando se efectúan cambios de presión y temperatura.
CAMBIOS QUIMICOS:
Son los que alteran la composición química de la materia. Estos procesos permanecen aunque haya cesado la causa que los produjo, son irreversibles. En los cambios químicos los nuevos productos son distintos a los de origen.
4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s)
C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(g) + Energía
En la siguiente tabla se muestran algunos ejemplos de cambios físicos y químicos:
CAMBIO TIPO
Ebullición del agua Congelación del agua
Electrólisis del agua Reacción del cloro con sodio
Fusión del hierro Oxidación del hierro
Corte de madera Combustión de la madera Masticación de un alimento
Digestión del alimento
Físico Físico Químico Químico Físico Químico Físico Químico Físico Químico
Otro componente importante de los cuerpos es la ENERGIA, que se define como la capacidad para realizar un trabajo, o cambios en el estado o propiedades de la materia. Materia y Energía son dos cosas con la misma esencia, comparte la propiedad de poseer masa, según la teoría de Einstein. Están relacionadas por medio de la ecuación:
2 c m E En donde: E = energía m = masa
Esta ecuación permite establecer la ley que dice: “LA MATERIA Y LA ENERGIA NO SE CREAN NI SE DESTRUYEN, SOLO SE TRANSFORMAN”.
En los siguientes ejemplos, podemos observar la relación entre materia y energía:
1) Cuando 1000 gramos de Uranio 235 sufren fisión nuclear (bomba atómica), se libera una energía equivalente a 8,23x1020 ergios. Calcular la masa de los productos
materiales de la reacción.
Utilizando la ecuación: Emc2; despejando la masa, tenemos: 2
c E m
Reemplazando datos, tenemos:
2 10 2 2 20 ) s / cm 10 x 3 ( s / cm g 10 x 23 , 8 m 2 10 2 2 20 ) s / cm 10 x 3 ( s / cm g 10 x 23 , 8 m g 915 , 0 m
Por lo tanto la masa de los productos de reacción sería: 1000 – 0,915 = 999,085 gramos, es decir aproximadamente el 0,1% se ha transformado en energía.
2) Cuando estallan 1000 gramos de Trinitrato de Glicerina (Trinitroglicerina) se liberan 8,0x1013ergios. Cuál es la masa de los productos de reacción.
Aplicando la misma ecuación que en ejemplo anterior, tenemos:
2 c . m E 2 c E m 2 10 2 2 13 ) s / cm 10 x 3 ( s / cm g 10 x 0 , 8 m g 10 x 89 , 0 m 7
La masa de los productos sería: 1000 – 0,89x10–7 = 999,999999911 gramos, En esta reacción química la masa de los productos difiere muy poco de la masa de los reactantes, esta diferencia es imposible medir experimentalmente, razón por la cual
2. TEORIA ATOMICA DE DALTON:
John Dalton, alrededor de 1803, propuso sus teorías acerca de la naturaleza y el comportamiento de la materia.
A continuación se anotan algunas conclusiones:
a) Todas las sustancias se componen de pequeñas partículas sólidas e indestructibles, denominados ATOMOS.
b) Los átomos de una misma sustancia son idénticos en cuanto a peso, tamaño, y forma. c) El átomo es la parte más pequeña de un elemento que interviene en un fenómeno
químico.
d) Las moléculas de un compuesto están formadas por la unión de átomos de dos o más elementos.
e) Los átomos de dos elementos se pueden combinar entre sí en distintas proporciones para formar más de un compuesto.
3. ESTRUCTURA ATOMICA:
La materia esta constituida por pequeñas partículas llamadas ATOMOS. Podemos considerar al átomo como una unidad más completa de la materia que tenemos conocimiento. Son las partículas más pequeñas que pueden tomar parte en las combinaciones químicas. La unión de átomos individuales da lugar a la formación de moléculas.
El átomo de cualquier elemento químico esta formado por dos zonas importantes: a) Zona central: NUCLEO
En el núcleo están los protones (p+) de carga positiva y los neutrones (n°) de carga neutra.
En la envoltura, se encuentran los electrones (e–), cuya carga es negativa. En todo átomo, el NUMERO DE PROTONES ES IGUAL AL NUMERO DE ELECTRONES, por lo que se considera NEUTRO.
A los protones y a los neutrones por estar formando parte del núcleo atómico se les denomina, NUCLEONES.
El átomo tiene un tamaño de 1x10–8cm y su peso es 1x10–24g. a) ELECTRON:
Descubierto en las investigaciones de los rayos catódicos producidos en tubos de descarga. Los rayos catódicos constituyen un haz de partículas discretas cuya naturaleza fue determinada en 1897 por J. J. Thomson, quien demostró que estaban formados por partículas negativas que se movían a grandes velocidades, de igual masa y carga.
Esas partículas fueron llamadas ELECTRONES y consideradas constituyentes universales de la materia.
El electrón presenta las siguientes características: Masa = 9,109 x 10–28gramos ó 0,00055 uma Carga = 1,602 x 10–19coulombs ó 4,8 x 10–10ues. b) PROTON:
En 1866 Goldstein, al realizar experiencias con rayos catódicos logró detectar rayos positivos.
Al ser estudiada esta radiación se encontró que constaba de partículas positivas cuya masa dependía del tipo de gas que hay en el tubo. A estas partículas se les denominó PROTONES y se les consideró también constituyentes universales de la materia.
La determinación de la masa y de la carga arrojó los siguientes resultados: Masa =1,673 x 10–24gramos ó 1,0073 uma
Carga = 1,602 x 10–19coulombs ó 4,8x10–10ues
La carga es la misma que la del electrón pero con signo contrario. c) NEUTRON:
Su descubrimiento se informó en el año de 1932, por las dificultades de detectar y medir una partícula de carga cero. Correspondiéndole a Chadwick su existencia. Son inestables con una vida media de 13 minutos.
Desempeñan la función de AGLUTINADORES DE LOS PROTONES, ya que consiguen eliminar la fuerza de repulsión que los protones ejercerían entre sí, debido a su mutua cercanía entre ellos (carga eléctricas iguales se repelen). Su masa es aproximadamente 1,675 x 10–24gramos.
CONSTANTES DEL ATOMO: NUMERO ATOMICO, Z:
Establece el número de protones que existen en el núcleo atómico, el número de electrones que se encuentran girando alrededor de éste y la ubicación del elemento en la tabla periódica.
NUMERO DE MASA ATOMICA o NUMERO MASICO, A:
Determinado por la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Tomando en cuenta esta definición podemos establecer que:
#p Z N Z A n # p # A o Donde: Z = # p+= # e– N = Número de neutrones
REPRESENTACION SIMBOLICA DE UN ATOMO:
ZEA Donde: E = Símbolo de un elemento
A = Número de masa atómica Z = Número atómico.
Por ejemplo: 11Na23; 17Cl35; 8O16; 79Au197
EJERCICIO:
Un elemento cualquiera tiene las siguientes características: Z=23 y A=75. Hallar: a) Número de e–, b) Número de p+, c) Número de no, y d) Representar en forma gráfica y simbólica el átomo del elemento.
a) Como Z=23 y Z es el número atómico y este representa el número de electrones y protones, entonces hay 23 e–.
b) Como #p+= # e–, entonces hay 23 p+.
c) El número de neutrones es: #n0 = 75 – 23 = 52
d) Tomando en cuenta los anteriores cálculos, representamos al átomo:23E75
4. MODELOS ATOMICOS:
a) MODELO ATOMICO DE THOMSOM:
Representó al átomo como un modelo estático, en el cual los electrones ocupaban posiciones fijas en el seno de una masa positiva. El modelo macizo de Thomsom fue aceptado durante algunos años por que permitía explicar cualitativamente algunos fenómenos como la emisión de la luz por los átomos y la pérdida de electrones por frotamiento.
b) MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD:
Demuestra la existencia del núcleo atómico en el que encontraba toda la masa y la carga positiva del átomo, lo que le permite proponer un nuevo modelo atómico localizando al núcleo en el centro del átomo y alrededor del cual se encuentra una nube de electrones que poseían carga negativa.
c) MODELO ATOMICO DE BOHR:
El átomo esta constituido por un corpúsculo central llamado Núcleo donde se encuentran los protones y neutrones, contiene la totalidad de la carga positiva y la masa del átomo, y los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo en órbitas circulares y concéntricas, existiendo un determinado número de electrones por cada órbita.
d) MODELO ATOMICO DE SOMMERFIELD:
Acepta la existencia de un núcleo central donde se encuentran los protones y neutrones; y los electrones se hallan girando alrededor del núcleo describiendo órbitas elípticas.
e) TEORIA ATOMICA MODERNA:
Un átomo esta constituido por un núcleo central en el que se encuentran los protones y los neutrones, toda la carga positiva y la masa del átomo; y los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo describiendo trayectorias circulares o elípticas de acuerdo a la energía que posea el electrón, debiendo existir tantas trayectorias, tantos orbitales como electrones tenga el átomo.
f) MODELO DE LA MECANICA CUANTICA:
La mecánica cuántica trata de definir el orbital. ORBITAL, es la región del espacio alrededor del núcleo donde se tiene la máxima probabilidad (superior al 90%) de encontrar un determinado electrón.
La MECANICA CUANTICA se fundamenta en 4 números cuánticos.
5. NUMEROS CUANTICOS Y DISTRIBUCION ELECTRONICA: a) NUMEROS CUANTICOS:
Estos números nos permiten calcular la energía del electrón y predecir el área alrededor del núcleo donde se puede encontrar el electrón (ORBITAL). Estos son:
1) NUMERO CUANTICO PRINCIPAL, n:
Determina el NIVEL de energía principal o capa en donde se encuentra el electrón y además nos da a conocer la posición de la nube electrónica.
Los valores determinados para este número son los siguientes:
n : 1 2 3 4 5 6 7
La capa n = 1, es la más cercana al núcleo y tiene la menor energía, es decir, la energía se cuantifica en base a la distancia que hay entre cada nivel y el núcleo atómico.
2) NUMERO CUANTICO SECUNDARIO, l:
Determina el SUBNIVEL o SUBCAPA dentro del nivel principal de energía. Nos indica la forma de la nube electrónica u orbital donde se encuentran electrones alrededor del núcleo. De acuerdo a la mecánica cuántica puede tomar los siguientes valores:
l : 0, 1, 2, 3, ... , hasta (n – 1).
Se nombran por medio de letras:
l : 0 1 2 3 s p d f Donde: s: Sharp p: principal d: Diffuse f: fundamental
A continuación se muestran algunas formas de estos subniveles:
subnivel “s”
subnivel “d”
subniveles “f”
3) NUMERO CUANTICO MAGNETICO, m:
Representa la ORIENTACION de los orbitales electrónicos en el espacio. Cada subnivel consta de uno o más orbitales electrónicos. El número de orbitales esta dado por la siguiente ecuación, n2.
Sus valores son:
m : – l , … , –1, 0, +1, … , + l
n l DESIGNACION DE LOS SUBNIVELES m NUMERO DE ORBITALES 1 0 (s) 1s 0 1 2 0 (s) 1 (p) 2s 2p 0 –1, 0, +1 1 3 3 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3s 3p 3d 0 –1, 0, +1 –2, –1, 0, +1, +2 1 3 5 4 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f) 4s 4p 4d 4f 0 –1, 0, +1 –2, –1, 0, +1, +2 –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 1 3 5 7 Cada valor de m, constituye un orbital.
4) NUMERO CUANTICO DEL SPIN, s:
Representa el movimiento de rotación que tiene el electrón sobre su propio eje, mientras va describiendo su trayectoria.
Los valores para este número son: –1/2 () y +1/2 ()
–
½
+
½
b) DISTRIBUCION ELECTRONICA:
Es la forma abreviada de representar a los electrones en los niveles y subniveles que posee el átomo de un elemento.
Para realizar la distribución electrónica se debe tomar en cuenta: a) PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI:
Este principio manifiesta que: “EN UN ATOMO CUALQUIERA NO PUEDEN EXISTIR DOS ELECTRONES CUYOS NUMEROS CUANTICOS TENGAN LOS MISMOS VALORES”.
b) POBLACION ELECTRONICA:
El número máximo de electrones en cada NIVEL es, 2n2, donde el valor de n
n # máx. e– 1 2 3 4 5 6 7 2 8 18 32 50 72 98
De acuerdo al número de electrones existentes, la distribución es la siguiente: n # máx. e–(REAL) 1 2 3 4 5 6 7 2 8 18 32 32 18 2
El número de electrones en cada SUBNIVEL, se determina utilizando la siguiente ecuación, 2(2l + 1), donde l corresponde al valor del número cuántico secundario:
l # máx. e– 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f) 2 6 10 14 En cada ORBITAL debe existir un máximo de 2 electrones
c) PRINCIPIO DE DESARROLLO DE LA ENERGIA:
Este principio establece que: “LOS ELECTRONES SIEMPRE TIENDEN A OCUPAR LOS ORBITALES O SUBNIVELES DE MENOR ENERGIA”.
La energía de un subnivel es igual a la suma de los valores de n y l: ET = n + l
Se llenará primero el subnivel que tenga el menor valor de (n + l), y en caso de que el valor de (n + l) sea igual, se satura primero el subnivel con el menor valor de n.
El problema del cálculo de la energía de cada subnivel se soluciona cuando se determinan las llamadas DIAGONALES DE PAULING, diagonales que se registran a continuación: n 1 1s 2 2s 2p 3 3s 3p 3d 4 4s 4p 4d 4f 5 5s 5p 5d 5f 6 6s 6p 6d 7 7s
En forma horizontal, tenemos: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, ...
La saturación de los diferentes subniveles puede realizarse también tomando en cuenta el siguiente diagrama, el cual se lee en secuencia normal de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
En la distribución electrónica se debe tomar en cuenta la siguiente representación como ejemplo:
A continuación se muestran algunas distribuciones: 3e–: 1s2, 2s1
7e–: 1s2, 2s2, 2p3
17e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
d) REGLA DE HUND:
Esta regla establece que: CUANDO UN SUBNIVEL CONTIENE MAS DE UN ORBITAL, LOS ELECTRONES SE DISTRIBUIRÁN EN TODOS LOS ORBITALES DISPONIBLES, CON SUS ESPINES EN LA MISMA DIRECCION. Los electrones se incorporan a los átomos en el orden que se ve en la figura, llenándose primero los niveles y subniveles de menor energía, la saturación electrónica está relacionada con la Tabla Periódica. Hay que comenzar por la parte superior izquierda de la tabla periódica y moverse a lo ancho y hacia abajo de la tabla, a través de los períodos desde arriba hacia abajo.
1s 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 6p 7s 6d 4f 5f
La siguiente tabla resume la información más importante acerca de los niveles de energía, subniveles, orbitales atómicos y la distribución de los electrones dentro de los subniveles. NIVEL DE ENERGIA, n NUMERO DE SUBNIVELES, l TIPO DE ORBITAL NUMERO DE ORBITALES NUMERO MAXIMO DE ELECTRONES POR SUBNIVEL NUMERO TOTAL DE ELECTRONES 1 2 3 4 1 2 3 4 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 8 18 32
e) REPRESENTACION A TRAVES DE ORBITALES (Celdas):
Es la representación gráfica de los electrones que existen en un orbital (celda electrónica) y que está de acuerdo al valor de m (número cuántico magnético).
Se debe tomar en cuenta el espín del electrón: –1/2 () y +1/2 ()
Como regla se llenarán los orbitales, primero con electrones de spin negativo () y luego con los de spin positivo ().
A continuación se muestra la forma de representar los electrones a través de celdas (orbitales):
PRICIPIOS DE ESTABILIDAD DE LOS SUBNIVELES d:
a) Los subniveles d, tienen una estabilidad media cuando poseen un electrón en cada celda (orbital).
ns2, (n–1)d4 ns1, (n–1)d5
0 –2 –1 0 +1 +2 0 –2 –1 0 +1 +2 Por ejemplo: 24e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5
42e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d5
74e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1, 4f14, 5d5
b) Los subniveles d, tienen estabilidad total, cuando poseen completas las celdas con el número máximo de electrones (dos en cada una).
ns2, (n–1)d9 ns1, (n–1)d10
Por ejemplo: 29e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10
47e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d10
79e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1, 4f14, 5d10
EJERCICIOS:
1) Realizar las representaciones de las siguientes distribuciones electrónicas: a) 1s2: s 0 b) 2p4: p –1 0 +1 c) 3d8: d –2 –1 0 +1 +2 d) 4f11: f –3 –2 –1 0 +1 +2 +3
2) A qué electrón pertenecen los siguientes números cuánticos: a) 3, 2, 0, –1/2 d 1 2 3 4 3
Del gráfico anterior se puede establecer que se trata del 3er e– del subnivel 3d. Si asumimos que este es el último electrón, la distribución electrónica total es:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d3
Lo que nos indica que el átomo tiene 23 e–.
b) 4, 1, +1, +1/2 p
–1 0 +1
Igual que en el ejercicio anterior, podemos decir que este electrón es el 6to del subnivel 4p. Si este es el último electrón la distribución sería la siguiente:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6
Teniendo el átomo un total de 36 electrones.
6. PESOS ATOMICOS: a) ISOTOPOS:
La palabra ISOTOPOS se deriva del griego y se descompone en las raíces: ISO, que significa Igual y TOPOS, Lugar. Es decir, el Isótopo de un elemento químico es un átomo que ocupa el mismo lugar del elemento en la tabla periódica, tiene el mismo número atómico, Z (el mismo número de protones); pero diferente número de masa atómica, A (diferente número de neutrones).
12Mg24: 12 p+ 12 e– 12 no 78,9% 12Mg25: 12 p+ 12 e– 13 no 10,0% 12Mg26: 12 p+ 12 e– 14 no 11,0%
En cambio los átomos de igual peso o masa atómica pero diferente número atómico, se denominan ISOBAROS, por ejemplo:19K40y20Ca40:
18Ar40: 18 p+ 18 e– 22 no 19K40: 19 p+ 19 e– 21 no 20Ca40: 20 p+ 20 e– 20 no
Los átomos de elementos diferentes que poseen igual número de neutrones y diferente número atómico y másico, se conocen como ISOTONOS, por ejemplo:
11Na23: 11 p+ 11 e– 12 no 12Mg24: 12 p+ 12 e– 12 no
Se llaman ISOELECTRICOS, a los átomos que poseen igual número de electrones en su estructura; por ejemplo:
8O–2: 8 p+ 8 e– 10 e–
9F–1: 9 p+ 9 e– 10 e–
10Ne: 10 p+ 10 e– 10 e–
11Na+1: 11 p+ 11 e– 10 e– 12Mg+2: 12 p+ 12 e– 10 e–
En la siguiente tabla se presentan algunos isótopos estables de algunos elementos y sus abundancias:
Z ISOTOPO ABUNDANCIA (%) Z ISOTOPO ABUNDANCIA (%)
1 H1 99,985 14 Si28 92,28 H2 0,015 Si29 4,67 2 He4 100 Si30 3,05 3 Li6 7,40 15 P31 100 Li7 92,6 16 S32 95,06 4 Be9 100 S33 0,74 5 B10 18,83 S34 4,18 B11 81,17 S35 0,014 6 C12 98,89 17 Cl35 75,4 C13 1,11 Cl37 24,6 7 N14 99,64 19 K39 93,1 N15 0,36 K41 6,9 8 O16 99,76 20 Ca40 96,92 O17 0,04 Ca42 0,64 O18 0,20 Ca43 0,13 9 F19 100 Ca44 2,13 10 Ne20 90,51 Ca46 Indicios Ne21 0,28 Ca48 0,18 Ne22 9,21 47 Ag107 51,35 11 Na23 100 Ag109 48,65 12 Mg24 78,6 51 Sb121 57,25 Mg25 10,1 Sb123 42,75 Mg26 11,3 77 Ir191 38,5 13 Al27 100 Ir193 61,5
b) PESO ATOMICO o MASA ATOMICA QUIMICA:
El Peso o Masa Atómica de los elementos resulta ser el peso promedio relativo de la composición isotópica natural del elemento.
7. ATOMO-GRAMO:
Se define como el peso o masa atómica de un elemento expresado en gramos, se representa como at-g y se le conoce también con el nombre de MOL DE ATOMOS. Así: 1at-g de Hidrógeno tiene un peso de 1,008 gramos
1at-g de Oxígeno pesa 16 gramos 1at-g de Cloro pesa 35,453 gramos 1at-g de Plata pesa 107,87 gramos
El número de átomos que contiene un átomo-gramo de cualquier elemento es de 6,022x1023 átomos de dicho elemento, conocido como NÚMERO DE AVOGADRO
(NA). Por lo tanto, el átomo-gramo es el peso o masa en gramos de 6,022x1023 átomos
de cualquier elemento.
8. MOLECULA-GRAMO:
Conocida como MOL, y se define como el peso o masa molecular de un compuesto expresado en gramos.
En una molécula-gramo o mol de cualquier compuesto existen 6,022x1023 moléculas. Por lo tanto, la molécula-gramo es el peso en gramos de 6,022x1023 moléculas de un
determinado compuesto. PESO MOLECULAR:
Es la suma de los pesos o masas atómicas de los elementos que forman un compuesto determinado. A continuación se muestra el cálculo del peso molecular del Acido Sulfúrico, H2SO4:
ELEMENTO PESO ATOMICO PESO TOTAL H S O 1 32 16 2 x 1 = 2 1 x 32 = 32 4 x 16 = 64 TOTAL: 98 g/mol
Es decir, 98 gramos pesa una molécula-gramo o un mol de Acido Sulfúrico, H2SO4.
PROBLEMOS RESUELTOS:
1) Calcular el peso atómico del cloro si la composición isotópica es: Cl35, 75,4%; Cl37, 24,6%. (%) ) Atómica Masa (% PA
492 , 35 100 9102 2639 100 ) 37 )( 6 , 24 ( ) 35 )( 4 , 75 ( ) Cl ( PA
2) El carbono en la naturaleza contiene dos isótopos C12 y C13, cuales serán las abundancias isotópicas de estos dos isótopos, si el peso atómico del carbono es 12,011.
Le asignamos a cada incógnita una variable: %C12= X %C13= Y Por lo tanto: XY 100
De donde: X100Y
Reemplazando en la ecuación que se utiliza para el cálculo del peso atómico, tenemos:
100 Y 13 X 12 011 , 12 100 Y 13 ) Y 100 ( 12 011 , 12 100 Y 13 Y 12 1200 011 , 12 Y 1200 1 , 1201 10 , 1 Y
Entonces: %C13= 1,10; por lo tanto: X = 100 – 1,1; de donde: %C12= 98,90
3) Calcular el número de átomos-gramos y el número de átomos que hay en 2,5 gramos de Zinc, si el peso atómico es 65,4.
Establecemos las siguientes operaciones (reglas de tres o factor de conversión):
Zn g -at 0388 , 0 Zn g 4 , 65 Zn g -at 1 Zn g 5 , 2 Zn átomos 10 x 302 , 2 Zn átmos 10 x 022 , 6 Zn g 5 , 2 22 23
4) Determinar el número de at-g y el número de gramos que hay en 2,4x1023 átomos de
Ag, si el peso atómico es 108.
Igual que en el problema anterior, establecemos las operaciones:
Ag g -at 3985 , 0 Ag átomos 10 x 022 , 6 Ag g -at 1 Ag átomos 10 x 4 , 2 23 23 Ag g 04 , 43 Ag átomos 10 x 022 , 6 Ag g 108 Ag átomos 10 x 4 , 2 23 23
5) En 0,245 at-g de Ni. Determinar los átomos y los gramos de Ni que existen si el peso atómico del Ni es 58,7.
Establecemos las siguientes operaciones:
Ni átomos 10 x 475 , 1 Ni g -at 1 Ni átomos 10 x 022 , 6 Ni g -at 245 , 0 23 23 Ni g 38 , 14 Ni g -at 1 Ni g 7 , 58 Ni g -at 245 , 0
6) Calcular el número de moles y el número de moléculas a los que corresponde 1,5 g de CaCl2. Si los pesos atómicos de los elementos son: Ca=40 y Cl=35,5.
Determinamos el peso molecular del CaCl2: Ca=40 y Cl=35,5; entonces: CaCl2 = 111
g/mol, y realizamos las operaciones:
2 2 2 2 0,0135molesCaCl CaCl g 111 CaCl mol 1 CaCl g 5 , 1 2 21 2 2 23 2 8,14x10 moléculasCaCl CaCl g 111 CaCl moléculas 10 x 022 , 6 CaCl g 5 , 1
7) Determinar el número de moléculas y el número de gramos que hay en 0,250 moles de H2SO4, si los pesos atómicos son: H=1, S=32 y O=16.
Calculamos de la misma manera que en el problema anterior el peso molecular del ácido, siendo este: H2SO4= 98 g/mol y establecemos las siguientes operaciones:
4 2 4 2 4 2 4 2 24,50gH SO SO H mol 1 SO H g 98 SO H moles 250 , 0 4 2 23 4 2 4 2 23 4 2 1,506x10 moléculasH SO SO H mol 1 SO H moléculas 10 x 022 , 6 SO H moles 250 , 0 8) En 1,750x1021moléculas de NaNO
3, determinar el número de gramos y moles que hay
del compuesto, si los pesos atómicos son: Na=23, N=14 y O=16.
Determinamos el peso molecular del compuesto NaNO3= 85 g/mol y establecemos las
siguientes operaciones: 3 3 23 3 3 23 NaNO g 2470 , 0 NaNO moléculas 10 x 022 , 6 NaNO g 85 NaNO moléculas 10 x 750 , 1 3 3 3 3 3 2,9059x10 molesNaNO NaNO g 85 NaNO mol 1 NaNO g 2470 , 0
9) En 75 gramos de CaCl2. Determinar: a) las moles del compuesto, b) moléculas del
compuesto, c) at-g de cada elemento, d) átomos de cada elemento y e) gramos de cada elemento. Si los pesos atómicos son: Ca=40 y Cl=35,5.
Determinamos el peso molecular del CaCl2= 111 g/mol
Establecemos las siguientes operaciones:
a) 2 2 2 2 0,6757molesCaCl CaCl g 111 CaCl mol 1 CaCl g 75 b) 23 2 2 2 23 2 4,07x10 moléculasCaCl CaCl g 111 CaCl moléculas 10 x 022 , 6 CaCl g 75
c) En 1 mol de CaCl2hay 1 at-g Ca y 2 at-g Cl, por tanto:
Ca g -at 6757 , 0 CaCl mol 1 Ca g -at 1 CaCl moles 6757 , 0 2 2 Cl g -at 3514 , 1 CaCl mol 1 Cl g -at 2 CaCl moles 6757 , 0 2
d) 4,07x10 átomosCa Ca g -at 1 Ca átomos 10 x 022 , 6 Ca g -at 6757 , 0 23 23 Cl átomos 10 x 14 , 8 Cl g -at 1 Cl átomos 10 x 022 , 6 Cl g -at 3514 , 1 23 23 e) 27,03gCa Ca g -at 1 Ca g 40 Ca g -at 6757 , 0 Cl g 97 , 47 Cl g -at 1 Cl g 5 , 35 Cl g -at 3514 , 1
10) Una muestra de 1,5276 gramos de CdCl2(Cloruro de Cadmio) fue convertida mediante
un proceso electrolítico en Cadmio metálico. El peso del Cadmio metálico fue de 0,9367 gramos. Si el peso atómico del Cloro es 35,453; determinar el peso atómico del Cadmio.
Según los datos: 1,5276 g CdCl2 0,9367 g Cd metálico
Determinamos los gramos de Cloro: gCl1,52760,9367 0,5909gg En un mol de CdCl2hay 1 at-g de Cd y 2 at-g de Cl; por lo tanto:
Cl g -at 0167 , 0 Cl g 5 , 35 Cl g -at 1 Cl g 5909 , 0 Cd g -at 10 x 33 , 8 Cl g -at 1 Cd g -at 2 Cl g -at 0167 , 0 3
Calculados los at-g de Cadmio, determinamos el peso atómico del elemento:
) ATOMICO PESO ( Cd g 2 , 112 Cl g -at 1 Cd g -at 2 Cl g -at 0167 , 0
11) En una determinación química del peso atómico del Vanadio se sometió a una muestra de 2,8934 gramos de VOCl3a una serie de reacciones por medio de las cuales todo el
Cloro contenido en este compuesto se convirtió en AgCl, cuyo peso es de 7,1801 gramos. Si los pesos atómicos de: Ag=108, Cl=35,5 y O=16, calcular el peso atómico del Vanadio.
Determinamos el peso molecular del AgCl: AgCl = 143,5 g/mol. Por medio del cual determinamos las moles de AgCl:
AgCl moles 05004 , 0 AgCl g 5 , 143 AgCl mol 1 AgCl g 1801 , 7
Determinamos los at-g de Cl en el AgCl:
Cl g at 05004 , 0 AgCl mol 1 Ag g -at 1 AgCl moles 05004 , 0
Como todo el Cloro que forma el AgCl, está formando parte del VOCl3, tenemos:
V g -at 0167 , 0 O g -at 0167 , 0 Cl g -at 3 O g -at 1 Cl g -at 05004 , 0
Determinamos las masas de Cloro y Oxígeno:
Cl g 776 , 1 Cl g -at 1 Cl g 5 , 35 Cl g -at 05004 , 0 O g 2672 , 0 O g -at 1 O g 16 O g -at 0167 , 0
Determinamos la masa del Vanadio a partir de 2,8934 g de VOCl3: 2672 , 0 776 , 1 8934 , 2 V g g 8502 , 0 V g Por lo tanto: ) ATOMICO PESO ( V g 9 , 50 V g -at 1 V g -at 0167 , 0 V g 8502 , 0
12) Un compuesto está formado por los elementos A, B y C en la relación 2:2:7. Determinar la cantidad máxima de compuesto que se puede formar a partir de: 0,175 at-g de A; 9,03x1022 átomos de B y 9,63 g de C. Si los pesos atómicos son: A=23; B=31 y C=16.
B g -at 1499 , 0 B átomos 10 x 022 , 6 B g -at 1 B átomos 10 X 03 , 9 22 23 C g -at 6018 , 0 C g 16 C g -at 1 C g 63 , 9
En 1 mol del compuesto A2B2C7hay: 2 at-g A
2 at-g B 7 at-g C
Por lo que podemos determinar las moles del compuesto con cada uno de los at-g de cada elemento: 7 2 2 7 2 2 C B A moles 08750 , 0 A g -at 2 C B A mol 1 A g -at 175 , 0 7 2 2 7 2 2 C B A moles 07495 , 0 B g -at 2 C B A mol 1 B g -at 1499 , 0 7 2 2 7 2 2 C B A moles 08597 , 0 C g -at 7 C B A mol 1 C g -at 6018 , 0
De lo que podemos concluir que: A produce 0,08750 moles A2B2C7
B produce 0,07495 moles A2B2C7
C produce 0,08597 moles A2B2C7
De los resultados anteriores se establece que la cantidad máxima en moles del compuesto es la proporcionada por el elemento B, cantidad que corresponde a la menor de todas: por lo tanto B es el ELEMENTO LIMITANTE.
A continuación por medio del peso molecular del compuesto, determinamos la cantidad máxima en gramos:
) MAXIMA CANTIDAD ( C B A g 50 , 16 C B A mol 1 C B A g 220 C B A moles 07495 , 0 2 2 7 7 2 2 7 2 2 7 2 2
13) Se disuelve una muestra de 12,5843 g de ZrBr4y, después de varios procesos químicos,
todo el bromo combinado se precipita como AgBr. El contenido de plata en el AgBr es 13,2160 g. Si los pesos atómicos de la Plata y el Bromo son 107,870 y 79,909 respectivamente. Determinar el peso atómico del Zr.
Ag g -at 1225 , 0 Ag g 870 , 107 Ag g -at 1 Ag g 2160 , 13
Como la relación es de 1 a 1 entre la Ag y el Br en el AgBr, tenemos los mismos at-g de Bromo, esto es 0,1225 at-g. Luego determinamos el peso de Bromo contenido en estos at-g: Br g 7882 , 9 B g -at 1 Br g 909 , 79 Br g -at 1225 , 0
Calculamos los at-g de Zr:
Zr g -at 0306 , 0 Br g -at 4 Zr g -at 1 Br g -at 1225 , 0
Determinamos el peso de Zirconio que existe en la muestra:
7882 , 9 5843 , 12 Zr g g 7961 , 2 V g
Finalmente determinamos el peso atómico del Zr:
) ATOMICO PESO ( Br g 3758 , 91 Zr g -at 1 Zr g -at 0306 , 0 Zr g 7961 , 2 PROBLEMAS PROPUESTOS:
1. El argón en la naturaleza tiene tres isótopos, los átomos de los cuales aparecen con las abundancias siguientes: 0,34% de Ar36; 0,07% de Ar38y 99,59% de Ar40. Determinar el peso atómico del Argón a partir de estos datos. Resp. 39,948
2. El Boro natural consta de 80% de B11 y 20% de otro isótopo, para poder explicar el peso atómico de 10,81. Cuál debe ser la masa nucleíca del isótopo. Resp. 10,01
3. En una determinación química de pesos atómicos, se encontró que el Estaño contenido en 3,7692 g de SnCl4, es 1,717 g. Si el peso atómico del Cloro es 35,453. Cuál es el
valor de peso atómico del Estaño determinado a partir de este experimento. Resp. 118,65
4. 3 at-g de Cromo reaccionan exactamente con el elemento Q, y todo el Cromo se ha transformado en Cr2Q3. El Cr2Q3se trata después con Estroncio metálico y todo el Q se
5. El peso atómico del azufre se determinó descomponiendo 6,2984 g de Na2CO3 con
Acido Sulfúrico y pesando el Na2SO4 formado, se encontró un peso de 8,438 g.
Tomando los pesos atómicos de C, O y Na como 12; 16 y 23 respectivamente. Cuál es el valor para el peso atómico del Azufre. Resp. 32,017
6. Calcule el número de gramos en un mol de cada una de las sustancias comunes: a) calcita, CaCO3; b) cuarzo, SiO2; c) azúcar de caña, C12H22O11; d) yeso, CaSO4.2H2O; e)
plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3. Resp. a) 100,09 g; b) 60,09 g; c) 342,3 g; d) 172,2 g;
e) 775,7 g
7. a) Cuántos at-g de Ba y Cl están contenidos en 107 g de Ba(ClO3)2.H2O. b) Cuántas
moléculas de agua de hidratación están en esa misma cantidad. Resp. a) 0,332 at-g Ba; 0,664 at-g Cl; b) 2x1023moléculas H
2O
8. A un reservorio que proporciona agua se le ha agregado 0,10 ppb (partes por billón) de cloroformo, CHCl3. Cuántas moléculas de CHCl3estarán contenidas en una gota de esta
agua. Una gota es equivalente a 0,05 ml. Resp. 2,5x1010moléculas
9. Calcular el peso molecular de las siguientes sustancias: a) Clorato de Potasio, KClO3; b)
Acido Fosfórico, H3PO4; c) Hidróxido de Calcio, Ca(OH)2; d) Cloruro Férrico, FeCl3;
e) Sulfato de Bario, BaSO4; f) Cloruro Crómico, CrCl3. Resp. a) 122,55; b) 97,99; c)
74,10; 162,5; e) 233,40; f) 158,38
10. Se tiene 0,75 moles de Fósforo (P4). a) cuántas moléculas de P4hay; b) cuántos átomos
de P hay; c) cuántos at-g de P. Resp. a) 4,5x1023moléculas P
4; b) 1,8x1024 átomos P;
c) 3 at-g P
11. Calcular el número de gramos en 0,5 moles de las siguientes sustancias: a) yeso CaSO4.2H2O; b) plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3; c) galena, PbS. Resp. a) 86,1 g; b)
387,85 g; c) 119,5 g
12. a) Cuántos átomos de oxígeno hay 0,5 moles de Ba(NO3)2 y b) cuántos átomos de
nitrógeno hay en la misma cantidad. Resp. a) 1,80x1024átomos; b) 6,022x1023átomos
13. Cuando se calienta el hierro en el aire, reacciona el hierro con el oxígeno del aire en proporción de tres átomos de oxígeno por cada dos de hierro, si se calientan 6 gramos de hierro. Determinar: a) el peso total del producto; b) los at-g de oxígeno que han reaccionado. Resp. a) 8,60 g; b) 0,16 at-g
14. En una muestra de 180 cm3 de Benceno (C
6H6) líquido puro, de densidad, 0,88 g/cm3.
Calcular: a) peso del C6H6; b) Peso molecular del C6H6; c) número de átomos de C en la
muestra. Resp. a) 158,4 g; b) 78,114 g/mol; c) 7,32x1024átomos C
15. Cuál de las siguientes muestras contiene el número más grande de átomos: a) 2 g de oro, Au; b) 2 g de agua, H2O; c) 2 g de helio, He; d) 2 g de octano, C8H18. Resp. 2,0 g
16. Cuántos at-g de azufre están presentes en 15 moles de Au2(SO4)3. Resp. 45 at-g S
17. Cuando se calientan 2,451 g del compuesto MXO3 puro y seco, se liberan 0,96 g de
Oxígeno. El otro producto es el compuesto MX, que pesa 1,491 g. Cuando el MX reacciona completamente con un exceso de Nitrato de Plata se forma un sólido AgX, que pesa 2,869 g. Sabiendo que los pesos atómicos del oxígeno y de la plata son de 16 y 108 respectivamente. Calcular los pesos atómicos de los elementos M y X.
18. Determinar el número de libras de Cromita que contiene el 42% de Cr2O3 que se
requieren para obtener 2,6 libras de Cr. Resp. 9,02 libras
19. Un compuesto esta formado por los elementos X, Y, Z, en relación 1:1:4. Determinar la cantidad máxima de compuesto que se puede formar a partir de: 24,5 g de X; 5x1023 átomos de Y y 3,5 at-g de Z, sabiendo que los pesos atómicos son X=40; Y=32; Z=16. 20. Determinar: a) el número de moles de Nitrato Ferroso, Fe(NO3)2; y b) el número de
CAPITULO 3
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
1. GENERALIDADES:
A medida que se fueron descubriendo los elementos químicos, se observaron propiedades semejantes entre algunos de ellos, por lo que se les clasificó en dos grandes grupos: Metales y No metales. A continuación se presentan de las más importantes formas de clasificación: a) En 1817, el alemán Johann Wolfgang DOBEREINER agrupó a los elementos en las
llamadas TRIADAS DE DOBEREINER, dando se cuenta de la existencia de diversos grupos de tres, elementos con propiedades químicas semejantes estableciendo lo siguiente: “LOS ELEMENTOS QUÍMICOS QUE TIENEN PROPIEDADES SEMEJANTES Y PROGRESIVAS, PUEDEN CLASIFICARSE EN GRUPOS DE TRES, EN DONDE LA MASA ATÓMICA DEL ELEMENTO INTERMEDIO ES APROXIMADAMENTE IGUAL AL PROMEDIO DE LAS MASAS ATÓMICAS DE LOS ELEMENTOS EXTREMOS”.
TRIADA MASA ATOMICA MASA REAL Li Na K 6,9 23,0 39,1 22,99 Ca Sr Ba 40,0 88,6 137,3 87,63
b) En 1864, el británico John Alexander NEWLANDS descubrió la llamada LEY DE LAS OCTAVAS DE NEWLANDS, clasificó a los elementos químicos conocidos de acuerdo a sus masas atómicas, colocándoles en orden creciente de las mismas, encontrando que el primer elemento era semejante al octavo elemento, el segundo al noveno, y así sucesivamente. Esta ley se enuncia así: “SI SE ORDENA A LOS ELEMENTOS QUÍMICOS DE ACUERDO A SUS MASAS ATÓMICAS CRECIENTES EN GRUPOS DE SIETE, LAS PROPIEDADES DE UN ELEMENTO SE REPITEN EN EL OCTAVO ELEMENTO”. H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Cr Ti Mn Fe Co, Ni Cu Zn Y In As Se Br Rb Sr La, Ce Zr Nb, Mo Ru, Rh Pd Ag Cd U Sn Te I
c) En 1869 el ruso Dimitri MENDELEIEV y el alemán Lothar MEYER independientemente uno del otro ordenaron a los elementos en orden creciente de acuerdo a los pesos atómicos, observando que muchas propiedades físicas y químicas variaban periódicamente, estableciendo la ley que establece que: “LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES PERIÓDICAS DE SU MASA ATÓMICA”, conocida como LEY PERIODICA.
I R2O II RO III R2O3 IV RO2 V R2O5 VI RO3 VII R2O7 VIII RO4 H Li Na K Cu Ag Cs Be Mg Ca Zn Cd Ba B Al ? ? In C Si Ti ? Sn N P V As Sb O S Cr Se Te F Cl Mn Br I Fe, Co, Ni Ru, Rh, Pd
d) En 1914, el físico inglés Henry MOSELEY muestra que el número atómico debe responder a la constitución íntima del átomo y no ser tan solo un lugar de colocación del elemento en una tabla de clasificación de los mismos, determinando que representa el número de cargas positivas o protones del núcleo y es exactamente igual al número de cargas negativas o electrones de la envoltura, porque el átomo es el eléctricamente neutro, estableciendo la ley, que dice: “LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES PERIÓDICAS DEL NUMERO ATÓMICO”. Esta clasificación constituye la base de la tabla periódica actual.
2. BASES DE LA CLASIFICACION PERIODICA:
Las propiedades de los elementos son función de la estructura electrónica de sus átomos, más específicamente del ordenamiento de los electrones en los niveles de energía más externos.
Los elementos con un ordenamiento similar de electrones en los orbitales externos se agrupan en COLUMNAS VERTICALES, y los elementos con el mismo número cuántico principal (n) máximo para la estructura electrónica fundamental del átomo, se agrupan en FILAS HORIZONTALES.
3. DISTRIBUCION DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA:
Sabemos que los ELEMENTOS son sustancias puras, formadas por una sola clase de átomos. La mayoría de elementos se encuentran en estado SOLIDOS, dos en estado
elementos son radiactivos, otros son extremadamente raros y otros solamente pueden obtenerse en el laboratorio.
La actual tabla periódica consta de todos los elementos conocidos, los mismos que están colocados en orden creciente de sus números atómicos, en filas horizontales, llamados PERIODOS y en columnas verticales, llamados GRUPOS o FAMILIAS.
En la parte inferior de la tabla, existen dos filas horizontales que corresponden a la serie LANTANIDA Y ACTINIDA, conocidas como TIERRAS RARAS.
En la siguiente tabla se muestra la distribución de los elementos en los diferentes grupos y períodos: 0 IA IIA 1 H 1,01 Número Atómico Símbolo
Peso Atómico IIIA IVA VA VIA VIIA
2 He 4,00 3 Li 6,94 4 Be 9,01 5 B 10,8 6 C 12,0 7 N 14,0 8 O 15,9 9 F 18,9 10 Ne 20,2 11 Na 22,9 12 Mg
24,3 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
13 Al 26,9 14 Si 28,1 15 P 30,9 16 S 32,1 17 Cl 35,5 18 Ar 39,9 19 K 39,1 20 Ca 40,1 21 Sc 44,9 22 Ti 47,9 23 V 50,9 24 Cr 51,9 25 Mn 55,0 26 Fe 55,8 27 Co 58,8 28 Ni 58,9 29 Cu 63,5 30 Zn 65,4 31 Ga 69,7 32 Ge 72,6 33 As 74,9 34 Se 78,9 35 Br 79,9 36 Kr 83,8 37 Rb 85,5 38 Sr 87,6 39 Y 88,9 40 Zr 91,2 41 Nb 92,9 42 Mo 95,9 43 Tc 98 44 Ru 101 45 Rh 103 46 Pd 106 47 Ag 108 48 Cd 112 49 In 115 50 Sn 119 51 Sb 122 52 Te 128 53 I 127 54 Xe 131 55 Cs 133 56 Ba 137 57 La 139 72 Hf 179 73 Ta 181 74 W 184 75 Re 186 76 Os 190 77 Ir 192 78 Pt 195 79 Au 197 80 Hg 201 81 Tl 204 82 Pb 207 83 Bi 209 84 Po 210 85 At 210 86 Rn 222 87 Fr 223 88 Ra 226 89 Ac 227 104 Rf 261 105 Db 262 106 Sg 263 107 Bh 264 108 Hs 265 109 Mt 266 110 Ds 272 58 Ce 140 59 Pr 141 60 Nd 144 61 Pm 147 62 Sm 150 63 Eu 152 64 Gd 157 65 Tb 159 66 Dy 163 67 Ho 165 68 Er 167 69 Tm 169 70 Yb 173 71 Lu 175 90 Th 232 91 Pa 231 92 U 238 93 Np 237 94 Pu 242 95 Am 243 96 Cm 247 97 Bk 247 98 Cf 249 99 Es 254 100 Fm 253 101 Md 256 102 No 254 103 Lw 257
En la siguiente tabla se pueden observar la distribución de los elementos en la corteza terrestre: ELEMENTO % EN PESO Oxígeno Silicio Aluminio Hierro Calcio Sodio Potasio Magnesio Hidrógeno Titanio Cloro Fósforo Manganeso Carbono Azufre Bario Nitrógeno Flúor Otros 49,20 25,67 7,50 4,71 3,39 2,63 2,40 1,93 0,87 0,58 0,19 0,11 0,09 0,08 0,06 0,04 0,03 0,03 0,47
En la siguiente tabla se muestra la distribución de los elementos en el cuerpo humano:
ELEMENTO % EN PESO Oxígeno Carbono Hidrógeno Nitrógeno Calcio Fósforo Otros 65,0 18,0 10,0 3,0 2,0 1,2 0,8
ELEMENTO % EN FRACCION MOLAR Nitrógeno Oxígeno Argón Anhídrido Carbónico Neón Helio Metano Kriptón Hidrógeno Oxido Nitroso Xenón 78,084 20,948 0,934 0,033 0,001818 0,000524 0,0002 0,000114 0,00005 0,00005 0,0000087 a) GRUPOS O FAMILIAS:
Son las columnas verticales de elementos, las mismas que se encuentran numeradas (Numeración Romana) seguidas de las letras A o B. Cada columna reúne a los elementos que tienen propiedades químicas idénticas y valencia semejantes.
En los GRUPOS se encuentran los elementos que en su distribución electrónica tienen el mismo número de electrones, estos se encuentran en el mismo subnivel, a continuación se muestra la distribución electrónica de los elementos del grupo IA, estos tienen en el subnivel s un solo electrón:
Li (Z=3): 1s2, 2s1 Na (Z=11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 K (Z=19): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1 Rb (Z=37): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1 Cs (Z=55): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1 Fr (Z=87): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s1
Existen 18 columnas que forman nueve grupos: - Los grupos I a VII, A y B: 14 columnas - El grupo VIII: 3 columnas - El grupo 0: 1 columna
Algunos grupos reciben nombres especiales: IA: Alcalinos
IIA: Alcalino–Térreos VIIA: Halógenos 0: Gases Nobles
El significado de las letras A y B, es el siguiente:
A: Elementos representativos, su distribución electrónica termina en subniveles s o p. B: Elementos de transición, incluido el grupo VIII, su distribución termina en d o f.
El HIDROGENO, no pertenece a ningún grupo de la tabla periódica, a pesar que tiene una distribución electrónica parecida a la familia IA, por tanto ocupa un casillero especial debido a sus características físicas y químicas.
En los grupos o familias están los elementos que tienen el mismo número de electrones de valencia es decir que los electrones que se ubican por el último nivel de energía, estos electrones determinan que las propiedades de los elementos pertenecientes a mismo sean semejantes.
b) PERIODOS:
Con este nombre se conocen a las filas horizontales de elementos. Son en número de siete, ordenados según sus números atómicos en orden creciente.
PERIODO NUMERO DE ELEMENTOS INICIA TERMINA 1 2 3 4 5 6 7 2 8 8 18 18 32 20 (Incompleto) H Li Na K Rb Cs Fr He Ne Ar Kr Xe Rn 106
La serie de los Lantánidos y de los Actínidos, conocidas como Tierras Raras, tienen las siguientes características:
Lantánidos (14 elementos) Ce – Lu (Sexto Periodo) Actínidos (14 elementos) Th – Lr (Séptimo Periodo)
El NUMERO DEL PERIODO, nos indica los niveles de energía que tienen todos los elementos pertenecientes al mismo. A continuación se muestra la distribución electrónica de los elementos del segundo período:
Li (Z=3): 1s2, 2s1 Be (Z=4): 1s2, 2s2 B (Z=5): 1s2, 2s2, 2p1 C (Z=6): 1s2, 2s2, 2p2 N (Z=7): 1s2, 2s2, 2p3 O (Z=8): 1s2, 2s2, 2p4 F (Z=9): 1s2, 2s2, 2p5 Ne (Z=10): 1s2, 2s2, 2p6 BLOQUES:
Recordemos que la Tabla Periódica está constituida de tal manera que los elementos de propiedades semejantes están dispuestos en una misma columna vertical o grupo. Recordemos igualmente que estos grupos están organizados de la siguiente manera:
s s
s d p
f
Las similitudes en cuanto a la disposición de los electrones están estrechamente relacionadas con la posición en la tabla periódica. En la siguiente tabla se muestra la saturación de los diferentes subniveles:
s1 s2
s1 s2
p1 p2 p3 p4 p5 p6
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f9 f9 f10 f11 f12 f13 f14
A continuación se muestran los subniveles en los que se encuentran los electrones de valencia: IA: ns1 IIIB: ns2, (n–1)d1 IIA: ns2 IVB: ns2, (n–1)d2 IIIA: ns2, np1 VB: ns2, (n–1)d3 IVA: ns2, np2 VIB: ns1, (n–1)d5 VA: ns2, np3 VIIB: ns2, (n–1)d5 VIA: ns2, np4 VIIIB: ns2, (n–1)d6 VIIA: ns2, np5 ns2, (n–1)d7 0: ns2, np6 ns2, (n–1)d8 IB: ns1, (n–1)d10 IIB: ns2, (n–1)d10 CARACTER QUIMICO:
La tabla periódica esta dividida en dos grandes grupos de elementos, tomando en cuenta el carácter químico de los mismos. Estos dos grandes grupos son:
a) METALES:
Son sólidos en su mayoría, caracterizados por su brillo, dureza, ductilidad, maleabilidad, conductividad eléctrica y del calor, ser electropositivos, formar óxidos básicos, alta densidad, etc.
Los metales tienden a ceder electrones cuando experimentan reacciones químicas, es decir tienen estados de oxidación positivos, al perder electrones se transforman en iones positivos.
Se localizan en la parte izquierda de la tabla periódica. Según su localización, los metales tienen uno, dos o tres electrones en su nivel más externo de energía.
Los elementos que son metales típicos son los Alcalinos y Alcalino-Térreos. A medida que aumenta el número atómico dentro de un período, las propiedades metálicas van disminuyendo gradualmente. En el centro de la tabla tenemos elementos que poseen propiedades intermedias, es decir conservan aún propiedades de los metales y de los no metales.
b) NO METALES:
Pueden ser gases, sólidos o líquidos de bajos puntos de fusión, son malos conductores de la corriente eléctrica y del calor. Son electronegativos, debido a que en las combinaciones químicas tratan de ganar electrones o compartirlos. Cuando se unen al Oxígeno forman Oxidos Acidos, tienen densidad baja. Estos elementos se encuentran a la derecha de la tabla periódica.
Los elementos no metales son los siguientes:
IIIA IVA VA VIA VIIA
B C Si N P As Sb O S Se Te F Cl Br I
Dentro de este grupo hay que incluir al Hidrógeno (H). En el grupo de los no metales se incluyen los gases nobles.
c) GASES NOBLES:
Denominados también GASES INERTES, por su actividad química nula. Presentan en su estructura 8 electrones en el último nivel de energía, excepto el He que tiene solo dos; lo que les confiere una extraordinaria estabilidad química.
Se ubican en la primera columna de la derecha. Presentan INERCIA QUIMICA ABSOLUTA, no se combinan entre sí y constan de átomos que se unen unos con otro. La molécula que tienen es monoatómica y la estructura de sus átomos ofrece una estabilidad perfecta.
A continuación se registran los gases nobles en el grupo VIIIA ó Cero (0):
VIIIA (0) He Ne Ar Kr Xe Rn EJERCICIOS RESUELTOS:
Determinar bloque, grupo, periodo, valencia, carácter químico, estados de oxidación, número atómico, símbolo del elemento cuyos números cuánticos del último electrón son:
1) 4, 2, 0, –1/2
Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos: d
–2 –1 0 +1 +2
Se trata del tercer electrón del subnivel 4d, como es el último electrón, su distribución electrónica es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d3; por lo que podemos establecer las siguientes características:
B: d G: VB P: 5 V: 5 CQ: METAL EO: +1 a + 5 Z: 41 S: Nb #niveles: 5 #subniveles: 10
#orbitales: 24 # orbitales con e–apareados: 19 # orbitales con e–no apareados: 3 # orbitales sin electrones: 2
2) 3, 1, +1, –1/2
Graficando el electrón utilizando los orbitales del subnivel p, tenemos: p
–1 0 +1
Igual que en el ejercicio anterior, se trata del tercer electrón del subnivel 3p; de donde su distribución electrónica es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3. Sus características son:
B: p G: VA 4
V: 5 CQ: NO METAL EO: –3, +1, + 5 Z: 15 S: Sb #niveles: 3 #subniveles: 5
#orbitales: 9 # orbitales con e–apareados: 6 # orbitales con e–no apareados: 3 # orbitales sin electrones: 0
3) 5, 0, 0, +1/2
Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos: s
0
Igual que en caso anterior, se trata del segundo electrón del subnivel 5s, por lo que la distribución electrónica es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2; por lo que las
características son: B: s G: IIA P: 5 V: 2 CQ: METAL EO: +2 Z: 38 S: Sr #niveles: 5 #subniveles: 9
#orbitales: 19 # orbitales con e– apareados: 19 # orbitales con e– no apareados: 0
4) 5, 2, +2, –1/2
Graficando el electrón en los orbitales del subnivel d, tenemos: 5
d
–2 –1 0 +1 +2
Se trata del quinto electrón del subnivel 5d, por lo que la distribución electrónica del átomo es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d5; y sus características son: B: d G: 7B P: 6 V: 7 CQ: METAL EO: +7 Z: 75 S: Re #niveles: 5 #subniveles: 14
#orbitales: 40 # orbitales con e–apareados: 35 # orbitales con e–no apareados: 5 # orbitales sin electrones: 0
4. RESUMEN DE LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS: GRUPO A: ELEMENTOS REPRESENTATIVOS:
EL HIDROGENO:
El Hidrógeno, es el primer elemento de la tabla periódica, es el más abundante del universo. Se combina con el oxígeno para formar el agua, H2O; que es el compuesto más abundante
en la Tierra, cubriendo las tres cuartas partes de la superficie del planeta. 5
El hidrógeno se ha convertido en un combustible muy importante.
En la mayoría de tablas periódicas se coloca al hidrógeno en el grupo IA porque tiene un solo electrón de valencia, como los demás elementos de este grupo. Es un gas diatómico, H2, y su química es muy diferente de la de los metales alcalinos típicos.
Como el hidrógeno, al igual que el flúor y el cloro, necesita un electrón más para llenar un nivel de energía, ciertas tablas periódicas lo presentan al lado del helio, pero la química del hidrógeno no se parece a la de los halógenos. Para resaltar las características peculiares del hidrógeno, algunas tablas periódicas presentan a este elemento por separado, en la parte central superior de las mismas.
a) GRUPO IA:
Formado por los elementos: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs), Francio (Fr). Constituye el grupo de metales más activos químicamente.
Se les conoce con el nombre de METALES ALCALINOS, debido a que reaccionan violentamente con el agua, formando bases fuertes:
2 Na + H2O 2 Na(OH) + H2
La velocidad de reacción con el agua aumenta conforme se incrementa el número atómico en el grupo.
Ninguno de estos electrones se encuentran libres en la naturaleza y todos pueden prepararse por la electrólisis de sales secas y fundidas. El elemento Francio, Fr, se forma en ciertos procesos radioactivos naturales.
